Ііі . Розв’язок типових задач з елементарної хімії

Миколаїв 2007

УДК 041

Камінська Е.Г. Кельїна С.Ю. Мащенко В.В. Класи неорганічних сполук. (методичні вказівки)

Кафедра хімії

Ці методичні вказівки містять довідки з основних понять хімії і класів неорганічних сполук, які необхідні для вивчання університетського курсу хімії. Окрім того, розібрані методи розв’язку основних типів задач з відповідних тем та запропоновані вправи і задачі для самостійної підготовки та самоконтролю знань.

Вказівки призначені для студентів всіх спеціальностей.

Рецензент – к.т.н., доцент Соловйова Ж.Ф.

Ó Український державний

морський технічний університет

ім. С.Й.Макарова

І. Основні хімічні поняття

Хімія -це наука про склад та будову речовин, їх властивості та взаємні перетворення. Окремий вид матерії, який за певних умов має сталі фізичні та хімічні властивості, називається речовиною. Речовина складається з елементарних частинок, які мають масу покою.

Будь-які зміни з речовиною називають явищами. Фізичними явищами є такі, під час яких не змінюється склад речовини, але можуть змінюватися форма, агрегатний стан, температура, тощо. Хімічні явища зв’язані із зміною складу та властивостей речовини. Будь-яка хімічна речовина складається з хімічних елементів.

Елементом називається сукупність атомів, які мають однаковий заряд ядра. Кожний елемент має свою назву та хімічний символ. Носієм властивостей елемента є атом.

Атом –хімічно неподільна електронейтральна частинка речовини, яка складається з ядра і електронів. Ядро (центральна частина атома) складається з протонів і нейтронів. Маси протонів і нейтронів у» 10000 разів більше маси електронів, тому в ядрі зосереджена маса атома, яка дорівнює» 10^-25- 10^{-27 кг. Електрони утворюють електронну оболонку, розміри якої визначають розміри атома (}»10^{-10 м). Позитивний заряд ядра, який відповідає числу протонів, дорівнює негативному заряду електронної оболонки, що визначається числом електронів. Кількісними характеристиками атома є його маса і заряд ядра},що збігається з порядковим номером (Z) елемента у Періодичній системі. Елементи можуть утворювати атоми з різною кількістю нейтронів у ядрі. Такі атоми одного елементу називають ізотопами. Наприклад, елемент Гідроген складається з ізотопів трьох видів: Протію (¹₁Н, тобто до складу ядра входить тільки протон), Дейтерію (²₁D, до складу ядра входить один протон і один нейтрон) і Тритію (³₁Т, до складу ядра входять один протон і два нейтрони). Кожний елемент має кілька ізотопів, тому в Періодичній системі наведено середню атомну масу елементів з урахуванням їх поширення у природі.

Атомна одиниця маси – це сучасна позасистемна одиниця вимірювання атомних та молекулярних мас (позначається а.о.м.)

Вона є 1/12 часткою маси атому ізотопу Карбону ¹²С. Маса цього ізотопу дорівнює 19,93 10^{-27 кг. З цього випливає, що}

1 а.о.м =

Ця величина – одна з фундаментальних фізичних сталих.

Відносна атомна маса (Аr, r- relаtive - відносний) – це величина, що визначається відношенням маси атома елемента до величини 1 а.о.м.:

Аr(ат) = m (ат) / 1 а.о.м

Аr (Н) = 1,67 10^-27 кг / 1 а.о.м. =1,67^.10^-27 кг / 1,66 ^. 10^{-27 кг = 1,008}

Аr (U) = 3,9513^. 10^-25 кг / 1 а.о.м. = 3,9513^. 10^-25 кг / 1,66 ^. 10^{-27 кг = 238,03.}

Основною властивістю атомів хімічних елементів є їх схильність до сполучення з утворенням хімічних речовин.

Молекула – здатна до самостійного існування частинка речовини, що зберігає її хімічні властивості. Молекули складаються з атомів, які з’єднані між собою хімічними зв’язками в певній послідовності та певним чином орієнтовані у просторі. Число атомів в молекулах становить від двох (Н₂, О₂) до кількох тисяч (гормони, білки). Атоми інертних газів іноді називають одноатомними молекулами (Не, Аr). Усі молекули одної речовини молекулярної будови мають однаковий склад, розміри, масу і властивості. Молекули різних речовини різняться за цими характеристиками. Молекули безперервно рухаються. У твердих речовинах вони здійснюють коливальний рух навколо положень рівноваги, в рідких – теж коливаються і прямолінійно переміщуються в нові положення, в газах – здійснюється прямолінійний хаотичний рух. Відстань між молекулами у твердих речовинах і рідинах складає» 10^{-10 м, у газах – 10-8}-10^{-7 м. Під час фізичних явищ молекули зберігаються, під час хімічних перетворень – руйнуються, поєднуються в нові комбінації, утворюючи нові речовини.}

Сполуки, які складаються з атомів одного елементу, називаються гомосполуками. Найбільш стійка за звичайних умов гомосполука елементу називається простою речовиною. Наприклад, Карбон утворює графіт і алмаз, Оксиген утворює атомарний кисень О, молекулярний кисень О₂ і озон О₃. Серед цих прикладів простими сполуками є графіт та молекулярний кисень, як більш стійки за звичайних умов. Явище існування кількох гомосполук одного елементу називається алотропією.

Сполуки, які складаються з атомів різних елементів називають гетеросполуками, або складними речовинами, наприклад, вода Н₂О, амоніак NH₃, сульфатна кислота H₂SO₄, тощо.

Найважливішою характеристикою молекули є її склад, який описується хімічними формулами. Використовують декілька видів хімічних формул. Для сполук з молекулярною будовою використовуються молекулярні формули, які відображають якісний склад та кількісні співвідношення атомів у молекулі. Наприклад, молекула СО₂ складається атомів Карбону і Оксигену у співвідношеннях 1:2.

В електронних формулах зображуються зв'язки між атомами у молекулі, які утворюються спільними електронними парами, наприклад, Н: Н, О :: О, Н: О: Н. Такими формулами користуються, коли треба розібрати механізми утворення зв’язків у молекулі.

Структурні формули показують порядок з’єднання атомів в молекулах:

О Н Н О О

Са S

О Н Н О О

Не всі речовини складаються з молекул. Молекулярну будову мають більшість органічних речовин та частина неорганічних, наприклад, прості речовини водень Н₂, кисень О₂, йод І₂; складні – галогеніди, сульфіди, гідриди, оксиди неметалів (CО₂, SO₃, РСІ₃, Н₂S, AsH₃) і безводні неорганічні кислоти (HBr, HI).

Більшість твердих неорганічних речовин (основні оксиди, луги, солі) складаються з іонів або поляризованих атомів. Носієм хімічних властивостей речовини в них є сукупність частинок, кількісне співвідношення в якій відображає склад речовини, наприклад, NaCl, KOH, K₂SO₄. Тому не можна застосовувати поняття “молекула” щодо речовин з немолекулярною будовою.

Формули немолекулярних сполук базуються на результатах дослідів елементного аналізу і теж показують якісний і кількісний склад сукупності частинок, що утворюють ці речовини. Наприклад, речовина калій карбонат складається з сукупності атомів Калію, Карбону і Оксигену у співвідношенні 2:1:3, тому формула буде К₂СО₃.

Іоном називається заряджена частинка, яка утворюється внаслідок відщеплення або приєднання електронів та внаслідок електролітичної дисоціації. Позитивно заряджений іон називається катіоном (К⁺, Н⁺), негативно заряджений – аніоном (ОН^-, СО₃^2-).

Відносна молекулярна маса – це величина, що визначається відношенням маси молекули до величини 1 а.о.м. Відносна молекулярна маса розраховується за хімічною формулою і дорівнює сумі відносних атомних мас усіх атомів, які входять до складу молекули.

Мr (АаВв) = а ^. Аr(A) + в ^. Ar (B)

Наприклад, Мr (Н₂О) = 2 ^. Аr(Н) + 1 ^. Ar (О) = 2. 1,008 + 1. 15,99 = 17,9916» 18.

Відносні атомні і молекулярні маси – безрозмірні величини. Вони чисельно дорівнюють атомній і молекулярній масам, вираженим у а.о.м. Наприклад, молекулярна маса води А (Н₂О) = 18 а.о.м.

Кількість речовини (n) визначається числом частинок – структурних одиниць речовини, з яких вона складається: молекул, атомів, іонів, електронів, протонів, тощо. Одиницею вимірювання кількісті речовини є моль.

Моль – кількість речовини, що містить стільки структурних або формульних одиниць, скількі атомів містяться у ізотопі Карбону ¹²С масою 0,012 кг. Один моль містить 6,02 ^.10²³ частинок. Ця величина називається сталою Авогадро, позначається N_A і має розмірність моль ^-1. Наприклад, 1 моль води Н₂О містить 6,02 ^.10²³ молекул, 1 моль хлориду натрію NaCl містить 6,02 ^.10²³ формульних одиниць, 1 моль іонів міді Сu 2+ містить 6,02 ^.10²³ іонів міді.

n = m/M; n = N/N_А; n = V/V_m

де m – маса речовини, г; М-молярна маса речовини, г/моль; N - число часток речовини, N_А - число Авогадро, моль^-1; V - об¢єм речовини, л; V_m- молярний об¢єм речовини, л/моль.

Молярна маса – це маса одного моля речовини, позначається через М і має розмірність г/моль (кг/моль, кг ´моль^-1). У г/моль вона чисельно дорівнює відносній молекулярній масі. Доведемо це.

Нехай n = 1моль., тоді маса 1 молю є масою N_А молекул; m – маса однієї молекули, m = Мr´1 а.о.м.

М = Мr´(1,66^.10^{-24 г)} ´ (6,02 ^.10²³моль^-1) = Мr,(г ^. моль^-1)

Молярний об¢єм - об¢єм газоподібної речовини або суміші газів, в якому міститься один моль речовини (6,02 ^.10²³ молекул).

V_m = V/n

На відміну від молярної маси, молярний об¢єм газу залежить від умов – тиску і температури. В хімії найчастіше використовують молярний об¢єм газу за нормальних умов (Т°= 273 К, Р°= 101,325 кПа)- V° = 22,4 л/моль.

Класи неорганічних сполук

Предметом вивчення хімії є хімічні елементи. За хімічними властивостями розрізняють елементи з металічними та неметалічними властивостями.

З 107 елементів Періодичної системи більш 80 мають металічні властивості. Хімічні властивості металічних елементів зумовлені здатністю їх атомів віддавати електрони і перетворюватись у катіони, тобто проявляти відновлюючі властивості: Me - ne —Меⁿ⁺ . До металів належать всі елементи побічних або В груп Періодичної системи, елементи ІА (крім Гідрогену), ІІА груп, лантаноїди, актіноїди. З елементів ІІІА-VІІІА груп, ті, які розміщуються нижче діагоналі, проведеної крізь В-Sі-Аs-Те-Аt, належать до металів, останні - до неметалів. Наприклад, до металічних елементів належать Літій, Калій, Кальцій, Ферум, Купрум, Неодим. Елементи, які розміщені поблизу вказаної межі, проявляють властивості одночасно металів і неметалів. Це, наприклад, Бор, Арсен, Станум, Плюмбум. Проявляючи різний ступінь окиснення, елементи можуть мати різні властивості (Ферум, Манган, Хром та інші.).

До елементів - неметалів відносяться Гідроген, Нітроген, Оксиген, Галогени (F, Cl, Br, I), інертні гази (He, Ar, Ne та ін.), Сульфур, Фосфор. Для більшості з них характерною особливістю є здатність приймати електрони і утворювати аніони: S° + 2e ® S ^2-, тобто проявляти окиснювальні властивості. Іноді вони можуть виявляти і відновні властивості. Більшість інертних газів не утворюють іони.

В зв’язку з новою українською номенклатурою багато елементів змінило свої назви. В таблиці 1 наведені нові назви деяких елементів і простих речовин, які вони утворюють.

Прості сполуки металів, або просто метали відрізняються від неметалів своїми фізичними, хімічними та механічними властивостями. Для металів характерні високі електро - і теплопровідність, металевий блиск, твердість, ковкість, здатність до пластичної деформації і т.п. Всі метали, крім ртуті за звичайними умовами є твердими речовинами.

Серед простих сполук неметалів є гази (H₂, N₂, O₂, Cl₂, F₂), рідини (Br₂), тверді речовини (S, P, Si). Більшість з них є диелектриками (але графіт, силіцій проводять електричний струм), не мають металевого блиску, мають невелику твердість і є крихкими.

Класифікація неорганічних сполук має велике значення для успішного вивчення хімії. Вона складена за класифікацією елементів згідно з Періодичним законом Д.І. Менделєєва і враховує властивості утворених ними сполук. Хімічні властивості елементів проявляються в хімічних реакціях.

Таблиця 1.

Стандартизовані назви елементів і простих речовин

Символ елементу Назва елементу Назва простої. речовини

Ag Аргентум срібло

As Арсен арсен

Ві Бісмут бісмут

С Карбон вуглець, графіт

F Флуор флуор (фтор)

Н Гідроген водень

Нg Меркурій ртуть

Mn Манган манган

N Нітроген азот

Ni Нікол,Нікель нікель

О Оксиген кісень

S Сульфур сірка

Si Силіцій силіцій

Важливими класами неорганічних сполук є оксиди, основи, кислоти і солі. Генетичний зв’язок між класами неорганічнихсполук такий

Неметали Метали

Кислотні оксиди Основні оксиди

Амфотерні гідроксиди

Кислоти Основи

Солі

Оксиди.

Оксидами називаються сполуки елементів з Оксигеном. Наприклад: Na₂О —натрій оксид, AІ₂О₃ — алюміній оксид, ZnO — цинк оксид. Якщо елемент утврює декілька оксидів, то після назви вказується його ступінь окиснення: FeO ферум (ІІ) оксид, Fe₂О₃ — ферум (ІІІ) оксид, Cl₂О₇ — хлор (VІІ) оксид.

Назви оксидів.

Назви оксидів можна побудувати за допомогою числових префіксів: Sb₂O₃ — дистибій триоксид (стибій (ІІІ) оксид), N₂О₅ — динітроген пентаоксид, Аl₂О₃ - алюміній сесквіоксид (сескві = півтора).

Оксиди поділяються на солеутворюючі і несолеутворюючі (СО, NО, N₂О). Перші поділяються на основні, кислотні і амфотерні.

Основними називаються оксиди, що утворюють солі при взаємодії з кислотами або кислотними оксидами. Їм відповідають основи: СаО - Са(ОН)₂, FеО - Fе(ОН)₂, К₂О - КОН. Основними можуть бути тільки оксиди металів.

Кислотними називаються оксиди, що утворюють солі взаємодією з основами або основними оксидами. Їм відповідають кислоти SО₂ - Н₂SО₃, Р₂О₅ - Н₃РО₄, N₂О₅ - НNО₃. Ці оксиди називаються ангідридами кислот. Кислотні оксиди утворюються неметалами і деякими металами, які проявляють вищий ступінь окиснення. Наприклад: манган (VІІ) оксиду Мn₂О₇ відповідає манганатна (VІІ) кислота НМnО₄, хром (VI) оксиду СrО₃ - хроматна (VІ) кислота Н₂СrО₄.

Амфотерними називаються оксиди, що утворюють солі як з кислотами, так і з основами, наприклад: ZnО; Аl₂О₃; РbО; Сr₂О₃.

Властивості оксидів пов’язані з положенням елементів у Періодичній системі. Так, властивості оксидів елементів ІІІ періоду (Na₂O, MgO, Al₂O₃, SіO₂, Р₂О₅, SO₃, Сl₂O₇) змінюються зі збільшенням порядкового номера елемента від основних (Na₂O, MgO) через амфотерні (Al₂O₃) до кислотних (SіO₂, Р₂О₅, SO₃, Сl₂O₇).

Ступінь окиснення елементів також впливає на властивості їх оксидів: оксиди елементів нижчого ступеню окиснення проявляють основні властивості, середнього — амфотерні, вищого — кислотні. Наприклад: CrO — основний оксид, Cr₂O₃ — амфотерний, CrО₃ — кислотний.

Одержання оксидів.

І. Окиснення простих речовин:

С + О₂ = СО₂; 2Мg + О₂ = МgО

2. Горіння складних речовин:

СН₄ +2О₂ = СО₂­ + 2Н₂О

3. Розкладання солей:

СаСО₃ = СаО + СО₂­; 2Рb(NО₃)₂ = 2РbО + 4NО₂­ + О₂­

4. Розкладання основ:

Mg(OH)₂ = MgО + H₂O; Hg(OH)₂ = HgО + H₂O

5. Розкладання кислот:

4НNО₃ = 4NО₂ + 2Н₂О + О₂­; 2Н₃ВО₃ = В₂О₃ + 3Н₂О.

Хімічні властивості оксидів.

І. Основні оксиди взаємодіють з кислотами з утворенням солі і води:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

2. Кислотні оксиди взаємодіють з основами з утворенням солі і води:

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

3. При взаємодії кислотних і основних оксидів утворюється сіль:

СаО + СО₂ = СаСО₃

4. Більшість кислотних оксидів і оксиди лужних і лужно-земельних металів взаємодіють з водою:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄; Na₂O + H₂O = 2NaOH

5. Амфотерні окисди реагують з кислотами і основами:

ZnO + HCl ® ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH ® Na₂ZnO₂ + H₂O

Кислоти

Кислотами називаються речовини, які при електролітичній дисоціації з катіонів утворюють тільки катіони Гідрогену. Наприклад:

HCІ «H⁺ + CІ^-; СН₃СООН «Н⁺ + СН₃СОО^-

Кислоти поділяються за кількістю утворених іонів Гідрогену при дисоціації; наявності у їх складі Оксигену, силі кислот (їх ступені дисоціації) та їх окиснювальними властивостями.

Основність кислоти визначається числом утворених при дисоціації іонів Гідрогену. Поділяють кислоти на одноосновні (НСІ, НNO₃ ), двоосновні (H₂SO₄, H₂S), триосновні (Н₃РО₄). Дво- і багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто: Наприклад:

Н₃РО₄ «Н⁺+ Н₂РО₄^-(перший ступінь);

Н₂РО₄^- « Н⁺ + НРО₄^2- (другий ступінь);

HPO₄^2- «H⁺ + PO₄ ^3- (третій ступінь);

Дисоціація проходить частіше по першому ступеню, менше - по другому і ще менше — по третьому. Тому в розчині фосфатної кислоти є молекули Н₃РО₄ та іони Н₂РО₄^-, НРО₄^2-, РО₄^3- і Н⁺ .

Розрізняють кислоти оксигеновмісні (HNO₃; H₂SO₄ ; Н₃РО₄), які є гідратами відповідних оксидів, і безоксигенові (HCІ; H₂S; HCNS).

За кількістю іонів Гідрогену, утворених при дисоціації (ступеню дисоціації кислоти - a), розрізняють сильні кислоти – НСІ, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HCIO₄ (a > 30%), слабкі кислоти - Н₂СО₃, Н₂SO₃, H₂S, H₂SiO₃, HNO₂ (a<3%) і кислоти середньої сили –Н₃РО₄ і т. і.

За елементом-окиснювачем розрізняють звичайні кислоти, у яких окиснювачем є іон Гідрогену і кислоти-окиснювачи, де окиснювачем є елемент, який утворює кислоту. Кислотами - окиснювачами є нітратна кислота будь-якої концентрації і сульфатна кислота концентрована. Всі інші кислоти, в тому числі і сульфатна кислота розбавлена є звичайними (простими) кислотами.

Назви кислот.

Систематичні назви кислот будуються з назв аніонів і починаються з назви катіона — «гідроген»: HNO₃ — гідроген нітрат (V), гідроген триоксонітрат, H₂SeO₃ — дигідроген триоксоселенат.

Назви деяких аніонів: SO₄^2- — cульфат (тетраоксосульфат), SO₃^2- — (сульфіт, триоксосульфіт), РО₄^3- — фосфат (тетраоксофосфат), NO₃^- — нітрат, NO₂^- — нітрит, ClO₂^- — хлорит, СlO^- — гіпохлорит, Cl^- — хлорид, Br^- — бромід, F^- — флуорид, CN^- — ціанід.

Назву кислоти можна будувати, використовуючи назву аніона замість прикметника, додаючи до нього іменник “кислота”: H₂SO₄— cульфатна (VІ) кислота, сульфатна кислота. Якщо оксигеновмісна кислота містить елементи у найвищому ступені окиснення, то ступінь окиснення і число атомів оксигену можна не вказувати: H₂SeO₄ — селенатна, HNO₃ — нітратна, H₂CrO₄ — хроматна, H₂SO₄ — сульфатна кислоти.

Назви безоксигенових кислот походять від аніонів із суфіксом -ід (ид): HCl — гідроген хлорид, H₂S — дігідроген сульфід, HCN — гідроген ціанід, Їх можна також називати так: HІ — іодидна кислота, H₂Se — cеленідна кислота. Можно також використовувати традиційні назви, наприклад, HCl — хлороводнева кислота.

Одержання кислот.

1. Взаємодія кислотних оксидів з водою:

SO₃+ H₂O= H₂SO₄; P₂O₅+3H₂O= 2H₃PO₄

2. Взаємодія солей з кислотами:

Na₂SіО₃+H₂SO₄= Na₂SO₄ + H₂SіО₃; 2NaCl+H₂SO₄= 2HCl+Na₂SO₄

Одержана кислота повинна бути більш слабкою, менш розчинною або більш леткою, ніж взята.

3. Взаємодія неметалів з воднем:

Н₂ + Сl₂ = 2HСl­; H₂ + S = H₂S­

Хімічні властивості кислот.

1. Взаємодія з металами:

а) метали, розміщенні в ряду напруг до водню, реагують з звичайними кислотами (НСl, Н₂SО_{4 розб}., H₂S) і витісняють водень:

2НСl + Mg = H₂­ + MgCl₂;

2Н⁺ + 2е ® Н₂ - окиснювач

Mg° -2e ® Mg ²⁺ - відновник

б) метали, розміщені у ряді напруг після водню із звичайними кислотами не реагують:

Сu + HCl

в) кислоти-окиснювачи (HNO₃, H₂SO_{4 конц}) реагують з більшістю металів, причому відновлюються нітроген (V) і сульфур (VI):

Ступінь відновлення залежіть від активності металів і ступеню розбавлення (для нітратної кислоти). Активні метали (до цинку у ряді напруг) відновлюють нітратну кислоту до солей амонію NH₄NO₃, вільного азоту, N₂O, а сульфатну кислоту до Н₂S i S°.

4Zn + 10HNO₃ (розб) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O­ +5H₂O

Zn° - 2e ® Zn²⁺

2N⁵⁺ + 8e ® 2N⁺

Метали середньої активності (від цинку до свинцю) відновлюють нітратну кислоту до N₂O, NO, а сульфатну – до S° та SO₂. Малоактивні метали (після водню до срібла) відновлюють HNO₃ до NO i NO₂, H₂SO₄ – до SO₂ або солей Н₂SO₃. Благородні метали (Аu, Pt, Pd) не реагують з цими кислотами. З концентрованими НNO₃ i H₂SO₄ не реагує залізо внаслідок утворення нерозчинних у цих кислотах первинних продуктах окислення, тому їх транспортують у залізних цистернах. Приклади:

Сu + 4HNO₃(конц) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

Сu° -2e ® Cu²⁺

N⁵⁺ + 1e ® N⁴⁺

3Сu + 8HNO₃ (розб.) = 3Сu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4Н₂О

Сu° -2e ® Cu²⁺

N⁵⁺ + 3e ® N²⁺

Cu + 2H₂SO₄ (конц) ® CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

Сu° - 2e ® Cu²⁺

S⁶⁺ + 2e ® S⁴⁺

2. Взаємодія з основними оксидами:

СuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O; Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O

3. Взаємодія з основами (реакція нейтралізації):

NaOH + HCl = NaCl + H₂O; Cu(OH)₂ + H₂SO₄= CuSO₄ + 2H₂O

4. Взаємодія з солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄¯ + 2HCl; HCl+AgNO₃ = HNO₃ + AgCl¯

Основи.

Основами називають речовини, при електролітичній дисоціації яких утворюються аніони у вигляді гідроксид-іонів. Основами є гідрати основних оксидів. Загальна формула основ - Me(OH)_n. Кількість гідроксильних груп дорівнює ступеню окиснення металу і визначає кислотність основи. Так, NaOH — однокислотна, Са(ОН)₂ — двокислотна основа.

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:

Са(ОН)₂ «СаОН⁺ + ОН^- (перший ступінь)

СаОН⁺ «Са²⁺ + ОН^- (другий ступінь)

Назва основ.

Назва складається з назви катіона і слова “гідроксид”.

Наприклад: КОН — калій гідроксид. Якщо елемент утворює декілька основ, то вказують ступінь його окиснення: Fe(OH)₂ — ферум (ІІ) гідроксид, Fe(OH)₃ — ферум (ІІІ) гідроксид.

Основи, розчинні у воді, називають лугами. Це гідроксиди лужних і лужно-земельних металів: LіОН; NaOH; КОН; RbOH; CsOH; Са(ОН)₂; Sr(OH)₂; Ва(ОН)₂ (три останні сполуки малорозчинні).

Одержання основ.

1. Взаємодія лужних і лужно-земельних металів з водою:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂­; Ва + 2Н₂О = Ва(ОН)₂ + Н₂­

2. Взаємодія оксидів лужних і лужно-земельних металів з водою:

Na₂O + H₂O = 2NaOH; СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

3. Взаємодія солей з лугами. Цей спосіб використовується для одержання нерозчинних в воді основ:

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂¯ + Na₂SO₄;

CuCl₂ + 2KOH = Cu(OH)₂¯ + 2KCl

Хімічні властивості основ.

1. Взаємодія з кислотою (реакція нейтралізації):

KOH + HCl = KCl + H₂O; Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ +2H₂O

2. Взаємодія з кислотними оксидами (ангідридами кислот):

2NaOH+CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O; Ca(OH)₂ + SO₃ = CaSO₄ + H₂O

3. Взаємодія з солями:

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 3Na₂SO₄ + 2Fe(OH)₃

Амфотерні гідроксиди.

Гідрати амфотерних оксидів (Zn(OH)₂; Al(OH)₃; Cr(OH)₃; Sn(OH)₂ та інші) мають амфотерні властивості. При взаємодії з кислотами амфотерні гідроксиди проявляють основні властивості:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O; 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Натрій цинкат -реакції відбуваються при. Al(OH)₃ + NaOH = NaАlO₂ + 2 H₂O сплавленні

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] - реакції відбуваються у

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆] розчинах

Натрій гідроксоалюмінат

Солі.

Сіллю називають продукт заміщення атомів водню в кислоті на метал. В водних розчинах солі дисоціюють на катіон металу і аніон кислотного залишку:

Na Cl «Na⁺ + Cl^-; K₃PO₄ «3K⁺ +PO₄^3-

Розрізняють середні, кислі, основні, подвійні солі. Будь-яку сіль можна вважати, як продукт взаємодії основи з кислотою:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O;

Na₂SO₄ — середня сіль — продукт повної нейтралізації.

При недостатній для повної нейтралізації кількості лугу утворюється кисла сіль:

NaOH + H₂SO₄ = NaНSO₄+ H₂O,

яка дисоціює за рівнянням:

NaHSO₄ «Na⁺ + HSO₄^-

Кислі солі утворюються багатоосновними кислотами. Перевести кислі солі в основні можна діючи на них основами:

NaHSO₄ + NаOH = Na₂SO₄ + H₂O

Основні солі можна представити як продукт неповного заміщення гідроксогруп основи на кислотні залишки. Вони утворюються з багатокислотних основ:

Mg(OH)₂ + HCl = MgOHCl + H₂O

Дисоціює основна сіль з утворенням катіону MgOH⁺:

MgOHCl «MgOH⁺ + Cl^-

Перевести основні солі в середні можна, діючи на них кислотою:

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O

Назви солей.

Назви середніх солей утворюються з назви катіону метала і назви кислотного залишку. Якщо іон металу може мати різні ступені окислення, вказується ступінь окислення металу: Na₂CO₃ - натрій карбонат, Al₂(SO₄)₃ -алюміній сульфат, Fe(NO₃)₂- ферум (ІІ) нітрат.

Назва кислих солей утворюється додаванням до аніону префікса гідроген, а якщо необхідно, то з відповідним числівником: NaHSO₄ — натрій гідрогенсульфат; КН₂РО₄ — калій дігідрогенфосфат.

Назви основних солей утворюють, додаючи до назви катіону слово “гідроксид”: Al(OH)Cl₂ — алюміній гідроксид дихлорид, Fe(OH)₂NO₃ — ферум (ІІІ) дигідроксид нітрат.

Подвійні солі складаються з іонів двох різних металів і кислотного залишку: КАІ(SO₄)₂ – калій - алюміній сульфат; NH₄Fe(SO₄)₂ – аммоній ферум(ІІІ) сульфат.

Одержання солей.

1. Реакція нейтралізації:

КОН + HNO₃ = KNO₃+ H₂O

2. Взаємодія кислот з основними оксидами:

H₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O

3. Взаємодія кислот з солями:

HCl + AgNO₃ = AgCl¯ + HNO₃

4. Взаємодія солей:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄¯

5. Взаємодія основ з кислотними оксидами:

Сa(OH)₂ + CO₂ = CаСО₃¯ + H₂O

6. Взаємодія солей з лугами:

3КОН + FeCl₃ = 3KCl + Fe(OH)₃¯

7. Взаємодія основних оксидів з кислотними:

CaO + SіO₂ = CaSіO₃

8. Взаємодія металів з неметалами:

2К + Сl₂ = 2КCl.

9. Взаємодія металів з кислотами:

Mg + HCl = MgCl₂ + H₂­

10. Взаємодія металів з солями:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Хімічні властивості солей.

1. Метали, які мають менше алгебраїчне значення стандартного електродного потенціалу, витісняють із солі метал, який має більше алгебраїчне значення стандартного електродного потенціалу:

Zn + FeSO₄ = Fe + ZnSO₄.

2. Солі взаємодіють з кислотами:

CuSO₄ + H₂S = CuS¯ + H₂SO₄

3. Солі взаємодіють з лугами:

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂¯ + K₂SO₄

4. Солі взаємодіють між собою:

CaCl₂+Na₂СO₃=CaCO₃¯+ 2NaCl

Три останні типи взаємодій відбуваються у випадку, коли утворюються гази (SO₂, CO₂) або нерозчинні речовини (Cu(OH)₂, CaCO₃).

Миколаїв 2007

УДК 041

Камінська Е.Г. Кельїна С.Ю. Мащенко В.В. Класи неорганічних сполук. (методичні вказівки)

Кафедра хімії

Ці методичні вказівки містять довідки з основних понять хімії і класів неорганічних сполук, які необхідні для вивчання університетського курсу хімії. Окрім того, розібрані методи розв’язку основних типів задач з відповідних тем та запропоновані вправи і задачі для самостійної підготовки та самоконтролю знань.

Вказівки призначені для студентів всіх спеціальностей.

Рецензент – к.т.н., доцент Соловйова Ж.Ф.

Ó Український державний

морський технічний університет

ім. С.Й.Макарова

І. Основні хімічні поняття

Хімія -це наука про склад та будову речовин, їх властивості та взаємні перетворення. Окремий вид матерії, який за певних умов має сталі фізичні та хімічні властивості, називається речовиною. Речовина складається з елементарних частинок, які мають масу покою.

Будь-які зміни з речовиною називають явищами. Фізичними явищами є такі, під час яких не змінюється склад речовини, але можуть змінюватися форма, агрегатний стан, температура, тощо. Хімічні явища зв’язані із зміною складу та властивостей речовини. Будь-яка хімічна речовина складається з хімічних елементів.

Елементом називається сукупність атомів, які мають однаковий заряд ядра. Кожний елемент має свою назву та хімічний символ. Носієм властивостей елемента є атом.

Атом –хімічно неподільна електронейтральна частинка речовини, яка складається з ядра і електронів. Ядро (центральна частина атома) складається з протонів і нейтронів. Маси протонів і нейтронів у» 10000 разів більше маси електронів, тому в ядрі зосереджена маса атома, яка дорівнює» 10^-25- 10^{-27 кг. Електрони утворюють електронну оболонку, розміри якої визначають розміри атома (}»10^{-10 м). Позитивний заряд ядра, який відповідає числу протонів, дорівнює негативному заряду електронної оболонки, що визначається числом електронів. Кількісними характеристиками атома є його маса і заряд ядра},що збігається з порядковим номером (Z) елемента у Періодичній системі. Елементи можуть утворювати атоми з різною кількістю нейтронів у ядрі. Такі атоми одного елементу називають ізотопами. Наприклад, елемент Гідроген складається з ізотопів трьох видів: Протію (¹₁Н, тобто до складу ядра входить тільки протон), Дейтерію (²₁D, до складу ядра входить один протон і один нейтрон) і Тритію (³₁Т, до складу ядра входять один протон і два нейтрони). Кожний елемент має кілька ізотопів, тому в Періодичній системі наведено середню атомну масу елементів з урахуванням їх поширення у природі.

Атомна одиниця маси – це сучасна позасистемна одиниця вимірювання атомних та молекулярних мас (позначається а.о.м.)

Вона є 1/12 часткою маси атому ізотопу Карбону ¹²С. Маса цього ізотопу дорівнює 19,93 10^{-27 кг. З цього випливає, що}

1 а.о.м =

Ця величина – одна з фундаментальних фізичних сталих.

Відносна атомна маса (Аr, r- relаtive - відносний) – це величина, що визначається відношенням маси атома елемента до величини 1 а.о.м.:

Аr(ат) = m (ат) / 1 а.о.м

Аr (Н) = 1,67 10^-27 кг / 1 а.о.м. =1,67^.10^-27 кг / 1,66 ^. 10^{-27 кг = 1,008}

Аr (U) = 3,9513^. 10^-25 кг / 1 а.о.м. = 3,9513^. 10^-25 кг / 1,66 ^. 10^{-27 кг = 238,03.}

Основною властивістю атомів хімічних елементів є їх схильність до сполучення з утворенням хімічних речовин.

Молекула – здатна до самостійного існування частинка речовини, що зберігає її хімічні властивості. Молекули складаються з атомів, які з’єднані між собою хімічними зв’язками в певній послідовності та певним чином орієнтовані у просторі. Число атомів в молекулах становить від двох (Н₂, О₂) до кількох тисяч (гормони, білки). Атоми інертних газів іноді називають одноатомними молекулами (Не, Аr). Усі молекули одної речовини молекулярної будови мають однаковий склад, розміри, масу і властивості. Молекули різних речовини різняться за цими характеристиками. Молекули безперервно рухаються. У твердих речовинах вони здійснюють коливальний рух навколо положень рівноваги, в рідких – теж коливаються і прямолінійно переміщуються в нові положення, в газах – здійснюється прямолінійний хаотичний рух. Відстань між молекулами у твердих речовинах і рідинах складає» 10^{-10 м, у газах – 10-8}-10^{-7 м. Під час фізичних явищ молекули зберігаються, під час хімічних перетворень – руйнуються, поєднуються в нові комбінації, утворюючи нові речовини.}

Сполуки, які складаються з атомів одного елементу, називаються гомосполуками. Найбільш стійка за звичайних умов гомосполука елементу називається простою речовиною. Наприклад, Карбон утворює графіт і алмаз, Оксиген утворює атомарний кисень О, молекулярний кисень О₂ і озон О₃. Серед цих прикладів простими сполуками є графіт та молекулярний кисень, як більш стійки за звичайних умов. Явище існування кількох гомосполук одного елементу називається алотропією.

Сполуки, які складаються з атомів різних елементів називають гетеросполуками, або складними речовинами, наприклад, вода Н₂О, амоніак NH₃, сульфатна кислота H₂SO₄, тощо.

Найважливішою характеристикою молекули є її склад, який описується хімічними формулами. Використовують декілька видів хімічних формул. Для сполук з молекулярною будовою використовуються молекулярні формули, які відображають якісний склад та кількісні співвідношення атомів у молекулі. Наприклад, молекула СО₂ складається атомів Карбону і Оксигену у співвідношеннях 1:2.

В електронних формулах зображуються зв'язки між атомами у молекулі, які утворюються спільними електронними парами, наприклад, Н: Н, О :: О, Н: О: Н. Такими формулами корист

Познавательные статьи:



Техника прыжка в длину с разбега

Тактические действия в защите

История Олимпийских игр

История развития права интеллектуальной собственности