На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


Лекции Основные классы неорганических соединений, степень окисления и составление химических формул

Информация:

Тип работы: Лекции. Добавлен: 02.11.2012. Сдан: 2011. Страниц: 7. Уникальность по antiplagiat.ru: < 30%

Описание (план):


ОСНОВНЫЕ  КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ И СОСТАВЛЕНИЕ

ХИМИЧЕСКИХ  ФОРМУЛ

      Состав  химических соединений выражают химическими формулами, при составлении которых используется характеристика состояния элемента в соединении – степень окисления (с. о.).
    Степень окисления – условный заряд атома в химическом соединении.
      Степень окисления при необходимости  указывают над символом элемента в формуле или римской цифрой в названии вещества.
      Для расчета степеней окисления элементов  используют следующие правила:
    степень окисления элемента в простом веществе равна нулю ;
    степень окисления кислорода в большинстве сложных веществ равна -2 ;
    степень окисления водорода и щелочных металлов в большинстве сложных веществ равна +1 ;
    алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, в ионе – его заряду.
      Пример. Рассчитайте степени окисления элементов в соединениях: а) NH3; б) P2O5; в) NH4NO3. 

      Решение
      а) С. о. водорода равна +1. С. о. азота рассчитываем, приравнивая алгебраическую сумму с. о. атомов, образующих данную молекулу, нулю. Сумма с.о. атома азота (x) и трех атомов водорода 3(+1)
x + 3(+1) = 0, откуда x = -3.
.

      б) С.о. кислорода равна -2. Аналогично предыдущему составляем выражение алгебраической суммы с.о. двух атомов фосфора (2х) и пяти атомов кислорода:
2х + 5(-2) = 0, откуда х = +5.
.

         в) Большинство элементов  в соединениях проявляют несколько различных степеней окисления. Рассчитать степени окисления атомов азота в соединении NH4NO3 можно, разделив эту соль на ионы NH4+ и NO3-. Далее для каждого иона составляем выражение суммы степеней окисления, включая неизвестную степень окисления атома азота х, и приравниваем его заряду иона.
      Для иона NH4+:
х + 4 (+1) = +1, х = -3;
     для иона NO3-:
х + 3(-2) = -1, х = +5.
Формула нитрата  аммония с указанием с. о. азота:
.

КЛАССЫ  НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
      Химические  вещества могут быть простыми и сложными. Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы (см. далее). Граница между металлами и неметаллами размыта, выделенные элементы проявляют двойственность свойств. 

(H)                  Металлы                                                           Неметаллы H He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac** Ku                            
La* – первый элемент семейства лантаноидов (14 лантаноидов),
Ас** – первый элемент семейства актиноидов (14 актиноидов).
      Сложные неорганические соединения делят на три основных класса – оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды

    Оксиды  – соединения элементов с кислородом.
      Если  элементы проявляют переменную с.о., то образуют оксиды различного состава, что учитывают в названии оксида указанием с.о. элемента. Если элемент  образует один оксид, то в названии оксида с.о. не указывают.
      Например, Al2O3 – оксид алюминия (алюминий проявляет единственную с. о., равную +3); N2O3 – оксид азота (III) (азот проявляет различные с. о., в данном оксиде с. о. азота равна +3).
    Оксиды  делят на несолеобразующие и солеобразующие.
      Несолеобразующие оксиды весьма немногочисленны – например CO, NO, N2O.
    Солеобразующие  оксиды по химическим свойствам делят  на три группы – основные, кислотные  и амфотерные.
      Основные  оксиды образуют только типичные металлы в степени окисления +1, +2 (не всегда), +3 (редко).
      Кислотные оксиды образуют неметаллы, а также металлы в высоких степенях окисления (+6, +7). Оксиды неметаллов - SO2, P2O5, оксиды металлов – , .
      Амфотерные  оксиды образуют металлы в степени окисления +3, +4, +5, иногда +2, а также элементы, расположенные вблизи условной диагонали, разделяющей металлы и неметаллы (As - As2O3, Sb - Sb2O3). Амфотерные оксиды некоторых металлов в степени окисления +2 –ZnO, PbO, SnO, BeO полезно запомнить. Амфотерные оксиды сочетают свойства основных и кислотных оксидов.
Химические свойства оксидов
    Отношение к воде
          Из  основных оксидов с водой реагируют только оксиды щелочных (IА подгруппа) и щелочноземельных (IIА подгруппа, кроме Be и Mg) металлов, в результате образуются растворимые основные гидроксиды
BaO + H2O = Ba(OH)2.
          Большинство кислотных оксидов реагируют с водой, в результате образуются растворимые кислотные гидроксиды (кислоты)
SO3 + H2O = H2SO4.
    Некоторые кислотные оксиды, в том числе SiO2, с водой не реагируют.
          Амфотерные  оксиды с водой не реагируют.
 


    Кислотно-основные взаимодействия
          Оксиды  вступают в кислотно-основные взаимодействия, в результате которых образуются соли. Реагируют только вещества, одно из которых проявляет кислотные свойства, а другое - основные
MgO + SiO2 = MgSiO3,
                        основной  кислотный     соль
                           оксид        оксид
BaO + Al2O3 = Ba(AlO2)2,
                       основной  амфотерный    соль
                         оксид          оксид
BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O,
                  основной     кислота         соль
                    оксид
N2O5 + PbO = Pb(NO3)2,
                      кислотный амфотерный    соль
                        оксид          оксид
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O,
                кислотный    основание        соль
                    оксид
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,
                амфотерный     кислота         соль
                      оксид
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O.
                амфотерный   основание       соль
                      оксид      (щелочь)
          Амфотерные  оксиды в реакциях с кислотами и кислотными оксидами проявляют основные свойства, в реакциях со щелочами и основными оксидами – кислотные свойства.
Гидроксиды
    Гидроксиды  – соединения, в состав которых входят элемент (Э), кроме фтора и кислорода, и гидроксогруппа OH.
      Общая формула гидроксидов – Э(OH)n, где n равно степени окисления элемента и принимает значения 1?6. При n 2 гидроксиды могут существовать в разных гидратных орто- и мета- формах. Переход орто-формы в мета-форму можно представить как потерю (вычитание) одной или двух молекул воды, например:
      Э(ОН)3 ® ЭOOH + H2O
                              орто-           мета-
                             форма          форма
Метаформы гидроксидов  содержат в своем составе, кроме гидроксогрупп, атомы кислорода.
    Гидроксиды  делят на три группы – основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные.
      Каждому солеобразующему оксиду соответствует  гидроксид, причем в паре оксид - соответствующий  гидроксид одинаковы кислотно-основной характер соединений и их отношение  к воде.
 Na2O – основной оксид, реагирует с водой,
      NaOH – основание, растворимое в воде.
 SiO2      – кислотный оксид, нерастворимый в воде,
      H2SiO3 – кислота, в воде не растворяется.
 SnO       – амфотерный оксид, нерастворимый в воде,
      Sn(OH)2 – амфотерный гидроксид, нерастворимый в воде.
      Основания. Основания – гидроксиды, которые в водных растворах диссоциируют (распадаются) с образованием гидроксид-ионов (OH-).
      Основания образуют элементы, соответствующие  оксиды которых имеют основной характер. Название оснований составляют из слова ‘‘гидроксид’’ и названия элемента с указанием степени окисления, если степень окисления переменна, например: Ca(OH)2 – гидроксид кальция, Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
По растворимости  в воде основания делят на две  группы – растворимые (щелочи) и  нерастворимые. Растворимые основания образуют щелочные и щелочноземельные металлы (прил. 3).
      Кислоты. Кислоты – соединения, которые в водных растворах диссоциируют с образованием ионов водорода (H+). В формулах кислот атомы водорода ставят на первое место: НnЭOm.
      Кислоты имеют традиционные названия, которые производят от русского названия центрального атома с прибавлением различных суффиксов и окончаний, которые определяются степенью окисления центрального атома:
      H2SO4 – серная кислота;
      H2SO3 – сернистая кислота;
      HClO4 – хлорная кислота;
      HClO   – хлорноватистая кислота.
      В класс гидроксидов не входят бескислородные кислоты (H2S, HF, HCl, HBr, HI), их называют соответственно сероводородной, фтороводородной, хлороводородной (соляной), бромоводородной, йодоводородной кислотами.
      Амфотерные  гидроксиды. Амфотерные гидроксиды обладают свойствами оснований и кислот. Формулы и названия амфотерных гидроксидов принято составлять аналогично формулам оснований, однако для удобства им можно придать и форму кислот:
Zn(OH)2 – гидроксид цинка (или H2ZnO2 – цинковая кислота).
Амфотерные  гидроксиды нерастворимы в воде.
Химические свойства гидроксидов
    Гидроксиды вступают в кислотно-основные взаимодействия, в результате которых образуются соли:
2NaOH  +  CO2  =  Na2CO3  +  H2O,
                    основание   кислотный    соль
                                 оксид
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O,
                  основание       кислота          соль
2NaOH  +  PbO  =  Na2PbO2  +  H2O,
                  основание   амфотерный   соль
              оксид
2NaOH  +  Pb(OH)2  =  Na2PbO2  +  2H2O,
                основание     амфотерный       соль
            гидроксид
            2H3PO4  + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O,
            кислота       основной         соль
              оксид
            H2SO4 +  SnO  = SnSO4 + H2O,
                     кислота   амфотерный   соль
              оксид
            H2SO4  +  Sn(OH)2  =  SnSO4  +  2H2O.
                    кислота   амфотерный       соль
              гидроксид
    Амфотерные  гидроксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства:
2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O,
     со щелочами (основаниями) – кислотные свойства:
H3AlO3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O,
              или H3AlO3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O.
    Основания и кислоты реагируют с солями, если в результате образуется осадок или слабый электролит. Слабые кислоты – H3PO4, H2CO3, H2SO3, H2SiO3 и другие.
2NaOH + NiSO4 = Ni(OH)2? + Na2SO4,
                 основание     соль
3H2SO4  +  2Na3PO4  =  2H3PO4  +  3Na2SO4
                 кислота             соль
    Бескислородные кислоты вступают в те же реакции, что и ранее рассмотренные кислородсодержащие кислоты.
      Пример. Составьте формулы гидроксидов, соответствующих оксидам: а) FeO; б) N2O3; в) Cr2O3. Назовите соединения.
      Решение
      а) FeO – основной оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – основание, в формуле основания число гидроксогрупп (OH) равно степени окисления атома металла; формула гидроксида железа (II) – Fe(OH)2.
      б) N2O3 – кислотный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – кислота. Формулу кислоты можно получить, исходя из представления кислоты как гидрата соответствующего оксида:
      N2O3.H2O = (H2N2O4) = 2HNO2 – азотистая кислота.
      в) Cr2O3 – амфотерный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид амфотерен. Амфотерные гидроксиды записывают в форме оснований – Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III).
Соли
      Соли – вещества, которые состоят из основных и кислотных остатков. Так, соль CuSO4 состоит из основного остатка – катиона металла Cu2+ и кислотного остатка– SO42- .
      По  традиционной номенклатуре названия солей кислородных кислот составляют следующим образом: к корню латинского названия центрального атома кислотного остатка добавляют окончание –ат (при высших степенях окисления центрального атома) или –ит (для более низкой степени окисления) и далее – остаток от основания в родительном падеже, например: Na3PO4 – фосфат натрия, BaSO4 – сульфат бария, BaSO3 – сульфит бария. Названия солей бескислородных кислот образуют, добавляя к корню латинского названия неметалла суффикс –ид и русское название металла (остатка от основания), например CaS – сульфид кальция.
По  составу соли делят на три группы: средние, кислые и основные.
      Средние соли не содержат в своем составе способных замещаться на металл ионов водорода и гидроксогрупп, например CuCl2, Na2CO3 и другие.
Химические свойства солей
      Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, солями. Примеры  соответствующих реакций см. выше.
      Кислые  соли содержат в составе кислотного остатка ион водорода, например NaHCO3, CaHPO4, NaH2PO4 и т.д. В названии кислой соли ион водорода обозначают приставкой гидро-, перед которой указывают число атомов водорода в молекуле соли, если оно больше единицы. Например, названия солей вышеприведенного состава соответственно – гидрокарбонат натрия, гидрофосфат кальция, дигидрофосфат натрия.
      Кислые  соли получают
    взаимодействием основания и многоосновной кислоты при избытке кислоты:
      Ca(OH)2 + H3PO4 = CaHPO4 + 2H2O;
    взаимодействием средней соли многоосновной кислоты и соответствующей кислоты или более сильной  кислоты, взятой в недостатке:
      CaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3)2,
      Na3PO4 + HCl = Na2HPO4 + NaCl.
      Основные  соли содержат в составе остатка основания гидроксогруппу, например CuOHNO3, Fe(OH)2Cl. В названии основной соли гидроксогруппу обозначают приставкой гидроксо-, например, названия вышеприведённых солей соответственно: гидроксонитрат меди (II), дигидроксохлорид железа (III).
      Основные  соли получают
    взаимодействием многокислотного (содержащего в своем составе более одной гидроксогруппы) основания и кислоты при избытке основания:
      Cu(OH)2 + HNO3 = CuOHNO3 + H2O;
    взаимодействием соли, образованной многокислотным основанием, и основания, взятого в недостатке:
      FeCl3 + NaOH = FeOHCl2? + NaCl,
      FeCl3 + 2NaOH = Fe(OH)2Cl? + 2NaCl.
      Кислые  и основные соли обладают всеми свойствами солей. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами – основные соли переходят в средние.
      Na2HPO4 + NaOH = Na3PO4 + H2O,
      Na2HPO4 + 2HCl = H3PO4 + 2NaCl,
      FeOHCl2 + HCl = FeCl3 + H2O,
      FeOHCl2 + 2NaOH = Fe(OH)3? + 2NaCl.
      Пример 1. Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы основанием Mg(OH)2 и кислотой H2SO4.
      Решение
      Формулы солей составляем из возможных основных и кислотных остатков, соблюдая правило  электронейтральности. Возможные основные остатки – Mg2+ и MgOH+, кислотные остатки – SO42- и HSO4-. Заряды сложных основных и кислотных остатков равны сумме степеней окисления составляющих их атомов. Сочетанием основных и кислотных остатков составляем формулы возможных солей: MgSO4 – средняя соль – сульфат магния; Mg(HSO4)2 – кислая соль – гидросульфат магния; (MgOH)2SO4 – основная соль – гидроксосульфат магния.
      Пример 2. Напишите реакции образования солей при взаимодействии оксидов
      а) PbO и N2O5; б) PbO и Na2O.
      Решение
      В реакциях между оксидами образуются соли, основные остатки которых формируются из основных оксидов, кислотные остатки – из кислотных оксидов.
      а) В реакции с кислотным оксидом  N2O5 амфотерный оксид PbO проявляет свойства основного оксида, следовательно, основной остаток образующейся соли – Pb2+ (заряд катиона свинца равен степени окисления свинца в оксиде), кислотный остаток – NO3- (кислотный остаток соответствующей данному кислотному оксиду азотной кислоты). Уравнение реакции
PbO + N2O5 = Pb(NO3)2.
      б) В реакции с основным оксидом  Na2O амфотерный оксид PbO проявляет свойства кислотного оксида, кислотный остаток образующейся соли (PbO22-) находим из кислотной формы соответствующего амфотерного гидроксида Pb(OH)= H2PbO2. Уравнение реакции
Na2O + PbO = Na2PbO2.
Примеры заданий с решениями
    Задание 1. Укажите класс следующих соединений:
SnCl2, NiO, Pb(OH)2, H2SO3, NaH2PO4.
     Решение
PbCl2    – средняя соль;
NiO        – основной оксид;
Sn(OH)2 – амфотерный гидроксид;
H2SO3   – кислота;
КH2PO4  – кислая соль.
    Задание 2. Выберите из приведенных выше формул (задание 1) соответствующие веществам, которые могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Составьте уравнения реакций этих веществ с соляной кислотой и гидроксидом калия.
     Решение
     И с кислотами, и с основаниями  из перечисленных веществ реагируют  Sn(OH)2 и КH2PO4. Уравнения соответствующих реакций
Sn(OH)2  +  2HCl  =  SnCl2  +  2H2O,
Sn(OH)2  +  2KOH  =  K2SnO2  +  2H2O,
КH2PO4  +  HCl  =  H3PO4  + KCl,
КH2PO4  +  2KOH  =  K3PO4 +  2H2O.
Задания для самоподготовки
    Задание 1. Укажите класс следующих соединений:
    Cu(NO3)2, MnO, H2S, (NiOH)2SO4, Fe(OH)3.
    Задание 2. Выберите из приведенных выше формул (задание 1) соответствующие веществам, которые могут реагировать с кислотами. Составьте уравнения реакций этих веществ с серной кислотой.
    Задание 3. Укажите класс следующих соединений:
    Н2SO3, Mn(OH)2, Na2CO3, CdOHNO3, SO3.
    Задание 4. Выберите из приведенных выше формул (задание 3) соответствующие веществам, которые могут реагировать с основаниями. Составьте уравнения реакций этих веществ с гидроксидом натрия.
    Задание 5. Укажите класс следующих соединений:
Al2O3, Fe(OH)2, H3PO4, BaCl2, FeOHSO4.
    Задание 6. Выберите из приведенных выше формул (задание 5) соответствующие веществам, которые могут реагировать и с кислотами, и с основаниями. Составьте уравнения реакций этих веществ с серной кислотой и гидроксидом натрия.

и т.д.................


Перейти к полному тексту работы


Скачать работу с онлайн повышением уникальности до 90% по antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru


Смотреть полный текст работы бесплатно


Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.