Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.

План ответа:

1. Определение реакции ионного обмена.
2. Условия необратимости ионных реакций реакции.

Реакции, протекающие в растворах электролитов, являются реакциями между ионами.

Реакции ионного обмена– ионные реакции, при которых сложные вещества обмениваются составными частями, а изменения степеней окисления элементов не происходит.  

 

Необратимые ионные реакции – реакции, в результате которых образуется газ осадок или малодиссоциирующее вещество (например, вода).

Для записи полных ионных уравнений используется таблица растворимости

(приложение 2).

Пример 1. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнение взаимодействия гидроксида натрия с хлоридом калия.

Решение. Данная реакция относится к реакциям ионного обмена.

             Молекулярное уравнение NaOH +KCL→NaCl+KOH

             Разложим уравнение на полное ионное, используя таблицу растворимости.

           Полное ионное уравнение.        

             Na⁺+OH^-+K⁺+Cl^-→Na⁺+Cl^-+K⁺+OH^-

В данном случае состав ионов до и после не изменяется, нового вещества не образуется, значит, химического взаимодействия не происходит.

Пример 2. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнение взаимодействия бромида калия с нитратом свинца.

Решение. Данная реакция относится к реакциям ионного обмена. Реакция протекает до конца в том случае, если в результате реакции образуется газ, осадок или малодиссоциированное соединение.

Взаимодействие солей описывается следующим уравнением реакции:

в молекулярной форме 2KBr+Pb(NO₃)₂=PbBr₂↓+2KNO₃

в ионной форме 2K⁺+2Br^-+Pb²⁺+2NO₃^-= PbBr₂↓+2K⁺+2NO₃^-

в сокращённой ионной форме Pb²⁺+2Br^-= PbBr₂↓

 

9. Важнейшие классы неорганических соединений (классификация, номенклатура, физические свойства).

План ответа:

1. Определение (кислот, оснований, солей, оксидов).
2. Классификация (кислот, оснований, солей, оксидов).
3. Номенклатура (кислот, оснований, солей, оксидов).

Кислоты - это электролиты при диссоциации, которых в качестве положительных ионов отщепляются только ионы Н⁺, которые можно обнаружить индикатором (лакмус→краснеет; метиловый-оранжевый→розовеет).

По степени электролитической диссоциации различают кислоты:

а) сильные: H₂SO₄; HCL; HNO₃

б) слабые: H₂S; HF; H₃РO₄, СН₃СООН

Степень диссоциации ά - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворённых молекул. Степень диссоциации сильных электролитов близка к 1.

Классификация кислот

По содержанию кислорода кислоты бывают кислородсодержащие и бескислородные.

Например: H₂SO₄, HNO₃ – кислородсодержащие кислот

              HCL H₂S; HF – бескислородные кислоты

По количеству атомов водорода кислоты бывают: HNO₃ – одноосновные

                                                                                       H₂SO₄ – двухосновные

                                                                                       H₃РO₄ – трёхосновные

Номенклатура кислот

Названия кислородсодержащим кислотам даются по элементу, образовавшему кислоту. В конце прибавляются суффиксы и окончания

  -ная (HNO₃ – азотная, HClO₄ – хлорная),

       -вая (Н₃AsO₄ – мышьяковая),

если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:

 - оватая (HClO₃ – хлорноватая),

 -истая (HNO₂ – азотистая, HClO₂ - хлористая),

- оватистая (HClO – хлорноватистая).

Названия бескислородным кислотам дают по неметаллу и в конце добавляют слово водородная.

Например: H₂S – сероводородная,

              HF – фтороводородная.

Номенклатура некоторых кислот и солей (приложение 3).

Основания - это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов, отщепляются только ионы ОН ^-. (лакмус→синий; фенолфталеин→малиновый; метиловый - оранжевый→жёлтый).

По степени электролитической диссоциации различают основания:

а) сильные электролиты (щёлочи).

б) слабые электролиты (нерастворимые основание и NH₄OH)

 

                                  Классификация оснований (схема 1)

 

 

 

Основная

Двухкислотные Ca(OH)2

                                               по числу                             по растворимости

                                          гидроксильных                            в воде

                                                  групп

 

 

	Трёхкислотные Fe(OH)3		Малорастворимые Fe(OH)3, Cr(OH)2

 

Номенклатура оснований

Названия основаниям даются по металлу, образовавшему основание. Вначале добавляется слово гидроксид, в конце названия указывается валентность металла, если он имеет несколько валентностей.

Например: Мg(OH)₂ – гидроксид магния,

              KOH – гидроксид калия,

              Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II),

              Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Соли – это сложные кристаллические вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков (Исключение NH₄CL).

Названия солей смотри таблицу №1.

При растворении в воде или при расплавлении соли диссоциируют в зависимости от того, какими ионами они образованы (например, NaCL→Na⁺+ CL^-

                                                                      K₂SO₄→2K⁺+SO₄^2-).

Классификация и номенклатура солей (приложение 4)

 

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов одним из которых является кислород. Оксиды не являются электролитами.

Классификация оксидов

Основные оксиды – это оксиды образованные металлами с валентностью меньше (IV). При взаимодействии с водой образуют основания. В химических реакция проявляют основные свойства. Например: СаО, Na₂O, MnO.

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов или металлов с валентностью больше (IV). При взаимодействии с водой образуют кислоты. В химических реакциях проявляют кислотные свойства. Например: SO₂, SO₃, N₂O₅, Mn₂O₇.

Амфотерные оксиды – это оксиды металлов провляющие как основные так и кислотные свойства. Например: ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃, BeO.

Номенклатура оксидов

Названия даются по элементу, образовавшему оксид. Если элемент имеет переменные валентности, то в конце указывается его валентность в данном оксиде римскими цифрами. Например: Na₂O – оксид натрия.

                                            SO₂ – окисд серы (IV).

                                            SO₃ – оксид серы (VI).

 

10. Неметаллы, положение в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева, строение их атомов. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.

План ответа:

1. Положение неметаллов в периодической системе Д.И.Менделеева.
2. Особенности строения атомов неметаллов.
3. Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.

В соответствии с периодическим законом, в периоде от элемента к элементу неметаллические свойства элементов усиливаются; в группе же по мере увеличения порядкового номера атомов наблюдается ослабление неметаллических свойств элементов. В связи с этим от периода к периоду число неметаллов сокращается. Эта закономерность объясняется тем, что радиус атома увеличивается, внешние электроны становятся более свободными, что в значительной мере определяет, будет элемент металлом или нет. Например, во втором периоде имеется шесть элементов неметаллов; в состав третьего периода входит уже пять таких элементов.  

       На внешнем слое неметаллов находится от трёх до восьми электронов. Например, у бора на внешнем слое находится три электрона, у углерода – четыре, и так от группы к группе число внешних электронов увеличивается вплоть до восьми у неона. Таким образом, номер группы равен числу электронов, находящихся на внешнем электроном уровне. Это определяет и значение высшей степени окисления элементов. Так, у бора она равна +3, у углерода - +4 и т.д.

       В каждой группе (а неметаллы входят в состав только главных подгрупп) число внешних электронов у элементов одинаково. Но радиус их атомов в подгруппе во многом определяется увеличением числа электронных слоёв атомов.

       На примере элементов подгруппы кислорода можно показать изменение окислительно-восстановительных свойств элементов. В подгруппе по мере увеличения атомного номера происходит уменьшение электроотрицательности элементов, а следовательно, у кислорода самая большая электроотрицательность. А так как только фтор имеет электроотрицательность больше, чем у кислорода, то в подавляющем числе веществ кислород имеет степень окисления -2. Простое вещество кислород практически во всех реакциях выступает как окислитель. Можно привести несколько примеров, иллюстрирующих сказанное:

S+O₂⁰ =SO₃^-2

Ca+O₂⁰=CaO^-2

CH₄+O₂⁰=CO₂^-2+H₂O

Во всех приведённых реакциях степень окисления кислорода уменьшается от  0 до -2.

       У серы электроотрицательность атомов существенно меньше, чем у кислорода, поэтому этому элементу характерен больший спектр значений степеней окисления (-2, 0,+4, +6).

Степень окисления -2 сера имеет в соединениях с водородом и металлами. В реакциях с соответствующими простыми веществами сера выступает как окислитель:

H₂+S⁰=H₂S^-2

2K+S⁰=K₂S^-2

Fe+S⁰=FeS^-2

В веществах, содержащих кислород, сера обычно проявляет  степень окисления +4 или +6. Например, S⁺⁴O₂, S⁺⁶O₃, Na₂S⁺⁶O₄, H₂S⁺⁴O₃.

       В реакции с кислородом сера выступает в качестве восстановителя и повышает свою степень окисления. В результате горения серы на воздухе или атмосфере кислорода образуется оксид серы (IV) S+O₂=SO_2.. В реакции степень окисления серы увеличивается от 0 до +4. Получившееся вещество можно окислять до оксида серы (VI) 2SО₂+O₂=2SO₃. Эта реакция обратима и каталитическая. Степень окисления серы повышается от +4до +6.