КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ.

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

 

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

 

Составители:

В.М. Мерзлякова

В.В. Сентемов

 

 

Ижевск

ФГБОУ ВПО Ижевская ГСХА

2014

УДК 54(076.5)

ББК 24я73

О 75

 

Учебное пособие составлено в соответствии с требованиями Федерального Государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования, утвержденный МОН РФ Приказ №490 от «28» октября 2009 г. 110100 Агрохимия и агропочвоведение, Приказ №811 от «22» декабря 2009 г. 110400 Агрономия.

 

Рецензенты:

 

С.Н. Смарыгин – канд. х. наук, доцент кафедры неорганической и аналитической химии РГАУ-МСХА имени К.А. Тимирязева,

Л.А. Грозина – канд. х. наук, доцент кафедры химии и химической технологии ФГБОУ ВПО ИжГТУ имени М.Т. Калашникова,

Н.Г. Главатских – канд. тех. наук, доцент кафедры химии ФГБОУ ВПО Ижевская ГСХА.

 

Составители:

 

В.М. Мерзлякова – канд. с.-х. наук, доцент кафедры химии ФГБОУ ВПО Ижевская ГСХА,

В.В. Сентемов – канд. х. наук, профессор кафедры химии ФГБОУ ВПО Ижевская ГСХА.

 

О 75 Основные понятия химии. Классы неорганических соединений: учебное пособие для самостоятельной работы и лабораторно-практ. занятий студентов /Сост. В.М. Мерзлякова, В.В. Сентемов. – Ижевск: ФГБОУ ВПО Ижевская ГСХА, 2014. – 119 с.

 

В учебном пособии приводятся материалы, рассматривающие основные понятия химии, классификацию, номенклатуру, способы получения и свойства основных классов неорганических соединений: оксидов, гидроксидов, солей и бинарных соединений, тестовые задания, задания для самостоятельной и контрольной работ. Приведены лабораторные работы по разделу «Классы неорганических соединений».

Учебное пособие может быть использовано для выполнения домашних заданий, самостоятельных и лабораторных работ студентами обучающихся по направлениям подготовки 110100 Агрохимия и агропочвоведение и 110400 Агрономия (квалификация (степень) «бакалавр»), а также других направлений изучающих дисциплину «Химия».

 

УДК 54(076.5)

ББК 24я73

 

	© ФГБОУ ВПО Ижевская ГСХА, 2014
	© Мерзлякова В.М., Сентемов В.В., 2014
	составление, 2014

CОДЕРЖАНИЕ

 

ВВЕДЕНИЕ……………………………………………………………………….. 5
1.	ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ………………..……......... 9
	1.1	Основные положения атомно-молекулярной теории …...…...…...….. 9
	1.2	Химический эквивалент …....….………………………………..……. 15
	1.3	Степень окисления ………………………………………..…………... 23
	1.4	Химические реакции. Уравнения химических реакций ………......... 27
	1.5	Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения …………………………………………..……….………. 34
2.	КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ ……………...………... 36
	2.1		Оксиды …………………………………………….………............... 37
	2.1.1		Основные оксиды ………………………………….………….……... 38
	2.1.2		Кислотные оксиды …………………………..………….……..……. 40
	2.1.3		Амфотерные оксиды ……………………………………...………… 42
	2.2		Гидроксиды ………………………………………………………… 43
	2.2.1		Основания ………………………………………………………......... 43
	2.2.2		Кислородные кислоты……………………………………...………. 48
	2.2.3		Амфотерные гидроксиды…………………………….…………….. 56
	2.3		Соли ….................................................................................................. 58
	2.3.1		Средние (или нормальные) соли …………………….…………........ 59
	2.3.2		Кислые соли …………………………………………..……………… 63
	2.3.3		Основные соли …………………………………….…………………. 65
	2.3.4		Двойные соли ………………………………………………………… 68
	2.3.5		Смешанные соли ………………………………….……………......... 69
	2.3.6		Комплексные соли …………………………………………………… 70
	2.4		Бинарные соединения ……………………………….…………….. 72
	2.5		Генетическая связь между классами неорганических соединений.73
	2.6		Лабораторные работы ……………………..………………………... 75
	2.6.1		Техника безопасности и основные требования при работе в химической лаборатории …………………………………………….75
	2.6.2		Вопросы для повторения основных понятий и определений...….. 78
	2.6.3		Получение оксидов и определение их свойств………..………...… 81
	2.6.4		Получение амфотерных гидроксидов и определение их свойств.. 84
	2.6.5		Получение солей и их свойства ……………………………………. 86
	2.6.6		Вопросы и задачи для практического занятия.………………..….. 89
	2.7		Вопросы и задачи для самостоятельной работы …….……………. 92
	2.8		Входной тестовый контроль..……………………………………….. 97
	2.9		Задания для контрольной работы ……………………………….... 105
ТЕМЫ РЕФЕРАТИВНЫХ РАБОТ…………….……………………………... 109
РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА  …………………………………….…. 110
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ИСТОЧНИКОВ …….....………………… 111
ПРИЛОЖЕНИЯ
Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.………... 112
Растворимость солей и оснований в воде при 25оС ………………….……... 113
Ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов) …. 114
Меры первой помощи при возможных несчастных случаях при выполнении лабораторной работы …………………………………………………………. 115
Термины и определения в химии ….…………………………………………. 116

 

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Данное учебное пособие представляет собой часть разрабатываемого авторами учебно-методического комплекса по Химии для студентов, изучающих неорганическую и общую химию в аграрном вузе.

Цель настоящего пособия – помочь студентам, изучающим курс неорганической и общей химии, подготовится к контрольным, самостоятельным, домашним работам, к тестированию, зачетам и экзаменам.

Химия является одной из основных естественнонаучных дисциплин, и ее законы применяются повсеместно. Мы сталкиваемся с их проявлениями в технике и окружающем нас быту. В процессе изучения химии у студентов формируется диалектико-материалистическое мировоззрение, вырабатывается научный взгляд на мир в целом. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности студента любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о материи и формах ее движения, веществе как одном из видов движущейся материи, механизме превращения химических соединений, свойствах и применении химических веществ и процессов в современном народном хозяйстве. Химические процессы, а также новые химические препараты и вещества все шире используются в нашей повседневной жизни.

Таким образом, не существует практически ни одного технологического процесса, в котором бы не применялись операции, основанные на химических законах и явлениях. В век научно-технической революции постоянно разрабатываются новые технологии, все более широко используются новые материалы со свойствами, ранее недоступными. Знание химии необходимо для успешного изучения общенаучных и специальных дисциплин.

В данном учебном пособии, из большого числа химических законов и явлений, приведены лишь некоторые из них, а именно те, которые наиболее часто встречаются агрономам и специалистам различного профиля, работающим в таких отраслях народного хозяйства, как пищевая промышленность, энергетика, ветеринария, зоотехния, механизация и электрификация сельского хозяйства, лесное дело и др.

После освоения теоретических представлений студент может переходить к рассмотрению примеров типовых заданий. Полезно попытаться сначала самостоятельно справиться с ними, не заглядывая в решение, а затем уже сопоставить свое решение с приведенным в пособии. Для самопроверки усвоения изучаемого материала приводятся контрольные вопросы и задачи.

Если с первого раза с решением задач студенту справится, не удается, ему необходимо еще раз обратится к учебнику, к другим пособиям или прибегнуть к консультации преподавателя.

В конце настоящего пособия в Приложении приведены некоторые справочные материалы – Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева (приложение А); таблица растворимости солей и оснований (приложение Б); ряд стандартных электродных потенциалов (ряд активности металлов) (приложение В); меры первой помощи при возможных несчастных случаях при выполнении лабораторной работы (приложение Г); термины и определения в химии (приложение Д).

Учебная дисциплина «ХИМИЯ» входит в базовую часть цикла математических и естественнонаучных дисциплин, включенных в учебный план подготовки бакалавров.

Цель дисциплины — развитие химического и экологического мышления студентов, формирование естественнонаучных представлений о веществах и химических процессах в природе и сельскохозяйственном производстве.

Задачами дисциплины являются:

− изучить основы химии как общеобразовательной дисциплины;

− привить студентам знания по теоретическим основам химии и свойствам важнейших биогенных и токсичных химических элементов и образуемых ими простых и сложных неорганических веществ;

− научить студентов предсказывать возможность и направление протекания химических реакций;

− устанавливать взаимосвязи между строением вещества и его химическими свойствами;

− пользоваться современной химической терминологией;

− создать успешное освоение последующих химических, общебиологических и специальных дисциплин и для ориентировки в свойствах неорганических соединений, применяемых в сельском хозяйстве;

В процессе изучения дисциплины студент должен овладеть следующими компетенциями:

Таблица 1 – Перечень общекультурных (ОК) и профессиональных (ПК) компетенций

Номер /индекс компетенции	В результате изучения дисциплины «ХИМИЯ» обучающиеся должны:
	Знать (знание и понимание)	Уметь (интеллектуальные навыки)	Владеть (интеллектуальные навыки)
ОК – 1	химическую символику, знаки химических элементов, формулы химических веществ и уравнения химических реакций	применять основы классификации неорганических соединений, их использование в сельском производстве	новыми знаниями (умение работать с учебной, научной и справочной литературой; развитие творческого и теоретического мышления; представление об экспериментальных исследованиях и способах обработки полученных результатов)
ОК – 2	определять валентность и степень окисления химических элементов, заряд иона, характер среды в водных растворах неорганических соединений, окислитель и восстановитель, принадлежность веществ к различным классам соединений	характеризовать элементы малых периодов по их положению в периодической системе Д.И. Менделеева; общие химические свойства металлов, неметаллов, основных классов неорганических соединений	оценивать возможные отрицательные последствия на окружающую среду с производственной деятельности, связанной с использованием экологически опасных веществ или образующихся в процессе производства в количествах, превышающих предельно-допустимые концентрации (ПДК)
ОК – 5	изученные вещества по «тривиальной» или международной номенклатуре	идентифицировать технические материалы, используемые в сельскохозяйственном производстве (минеральные удобрения, средства защиты растений и др.), и природные объекты (почва, вода, растительная продукция)	прочными знаниями по учебной модульной дисциплине, необходимых для успешного освоения последующих химических, общебиологических и специальных дисциплин и для ориентировки в свойствах неорганических соединений, применяемых в сельском хозяйстве
ОК – 6	применять общие законы химии, предсказывать возможность и направление протекания реакций	пользоваться простейшим лабораторным оборудованием, химической посудой и измерительными приборами	расчетами с использованием основных понятий химии, закона действующих масс, способами выражения концентрации, необходимых для приготовления растворов заданного состава
ОК – 7	выработка умений, приемов и качеств, необходимых для формирования – бакалавра	производить вычисления с использованием основных понятий химии и законов стехиометрии, понятий водородный и гидроксильный показатель и ионное произведение воды	знаниями по теоретическим основам химии и свойствам важнейших биогенных и токсичных химических элементов и образуемых ими простых и сложных неорганических веществ
ОК –11	основные законы химии и их практическое применение	составлять уравнения реакций гидролиза, окисления-восстановления, образования и диссоциации комплексных соединений, вычислять электродвижущую силу реакции, измерять плотность и рН растворов	пользоваться современной химической терминологией
ПК – 1	общие закономерности протекания химических процессов природного и производственного характера (основы химической кинетики, химического равновесия, окислительно-восстановительные реакции)	применять теоретические основы и навыки аналитических операций, необходимых в практике анализа минеральных удобрений, почв, природных вод, пестицидов	современной химической терминологией в области неорганической и аналитической химии, основными навыками обращения с лабораторным оборудованием и посудой

 

1 ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

В ходе своего развития химия как наука сформировала целую систему основных понятий и законов, без четкого овладения которыми успешное изучение химии невозможно.

Основополагающими понятиями химии являются: атом, молекула, химический элемент, вещество, атомная масса, молекулярная масса, моль, химическая реакция.

На понятиях «атом» и «молекула» основано атомно-молекулярное учение, являющееся фундаментом современных представлений о веществе – главном объекте изучения в химии.

 

Химический эквивалент

 

В химии широко используются понятия химический эквивалент (Э) (эквивалент), моль эквивалентов, молярная масса эквивалентов вещества (М_экв.).

Химический эквивалент (Э) – реальная или условная частица, соответствующая одному иону водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Её состав выражают с помощью химических формул и символов. Эквивалент безразмерная величина. При определении эквивалента вещества необходимо исходить из конкретной реакции, в которой участвует конкретное вещество. Определим эквиваленты КОН и Са(ОН)₂ в следующих реакциях:

КОН        +      HCl → KCl + H₂O           (1)

                  1 молекула          1 молекула

                                                             _{–        +}

Ионное уравнение:              ОН + Н → H₂O

Из ионного уравнения реакции следует, что одному иону водорода соответствует один гидроксид-ион, входящий в состав одной молекулы КОН, поэтому Э(КОН) = КОН следовательно, 1 эквивалент КОН совпадает с его формульной единицей (ФЕ) – 1ФЕ КОН.

В молекуле гидроксида кальция Са(ОН)₂ два гидроксид-иона.

Нужно помнить, что в реакциях замещения происходит постепенное замещение одноименно заряженных ионов. Поэтому при взаимодействии Са(ОН)₂ с HCl возможно протекании реакции нейтрализации по двум направлениям:

1). частичная нейтрализация Са(ОН)₂

Са(ОН)₂ + HCl → Са(ОН)Cl + H₂O           (2)

             1 молекула         1 молекула

В реакции обмена участвует один гидроксид-ион Са(ОН)₂. Он соответствует одному иону водорода молекулы HCl. Поэтому один эквивалент Са(ОН)₂ соответствует одной формульной единице:

Э(Са(ОН)₂)  = 1ФЕ(Са(ОН)₂)

                                       1 моль Са(ОН)₂               1 эквивалент

 

2). полная нейтрализация Са(ОН)₂

Са(ОН)₂ + 2HCl → СаCl₂ + H₂O           (3)

                  1 молекула          2 молекулы

В реакции обмена участвует два гидроксид-иона Са(ОН)₂. Они соответствуют двум ионам водорода двух молекул HCl, следовательно, в одной формульной единице Са(ОН)₂  содержится 2 эквивалента Са(ОН)₂:

1 моль Са(ОН)₂      2 эквивалента

1/2 Са(ОН)₂        1 эквивалент

В данном случае, в одной формульной единице Са(ОН)₂ содержится два эквивалента Са(ОН)₂, таким образом 1 экв. Са(ОН)₂ = 1/2 ФЕ(Са(ОН)₂).

Из рассмотренных уравнений реакций нейтрализации раствора Са(ОН)₂ раствором HCl видно, что эквивалент вещества может быть переменной величиной.

Число, обозначающее, какая доля реальной частицы эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных (ионообменных) реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях, называется фактором эквивалентности (f_экв.).

В рассмотренных выше примерах f_экв.(КОН) = 1,

в реакции (2) f_экв.(Са(ОН)₂)  = 1,

а в реакции (3) f_экв.(Са(ОН)₂)  = 1/2.

Единицей измерения количества вещества эквивалентов является моль.

Моль эквивалентов – количество вещества, содержащего 6, 02 × 10²³ эквивалентов.

Количество вещества эквивалентов обозначается символом n_экв. (в-ва) и представляет собой физическую величину, пропорциональную числу эквивалентов вещества (в-ва):

                                                             N_экв.(в-ва)

n_экв.(в-ва) =                  ,  

         N_A     

 

где N_экв.(в-ва) – число эквивалентов вещества;

  N_A – число Авогадро.

Количество вещества эквивалентов измеряется в молях.

Молярная масса эквивалентов вещества (М _экв. ) – это масса одного моля эквивалентов вещества.

Единицей измерения молярной массы эквивалентов является г/моль. Молярные массы эквивалентов можно рассчитать, если известны молярные массы веществ и их фактор эквивалентности, по формуле

М_экв.(в-ва) = М(в-ва) × f_экв.(в-ва),

где М(в-ва) – молярная масса данного вещества;

f_экв.(в-ва) – фактор эквивалентности вещества.

Фактор эквивалентности вещества рассчитывают по следующим формулам:

                                                                                         ₁                                                      ;

f _{экв . (кислоты)} =  число ионов в молекуле кислоты, участвующих в химической реакции

                                                                                                                                             ₊

Пример: В молекуле серной кислоты Н₂SO₄ максимальное число ионов Н равно двум:

    ₊

 Н   О             О

    ₊            S   

 Н   О            О, поэтому при полной нейтрализации кислоты

 

f _{экв .} (Н₂SO₄) = 1/2.

В молекуле фосфористой кислоты Н₃РО₃, имеющей следующее строение:

    ₊

 Н   О             О

    ₊            Р    

 Н      О             Н, тоже два иона водорода,

поэтому при полной нейтрализации кислоты:

f _{экв .} (Н₃РO₃) = 1/2.

В молекуле уксусной (этановой) кислоты СН₃СООН, имеющей строение

            О     ₊

СН₃С  – О – Н, один ион водорода, поэтому                          

                                                         f _{экв .} (СН₃СОOН) = 1/1 = 1.

 

Фактор эквивалентности оснований и амфотерных гидроксидов, проявляющих свойства оснований рассчитывается по формуле:

                                                                                     ₁                                                     ;

f _{экв  (основания)} =  число ионов в молекуле основания, участвующих в химической реакции

Пример: В молекуле Fe(OH)₂ два гидроксид-иона. При полной нейтрализации основания Fe(OH)₂ его фактор эквивалентности равен:

f _экв Fe(OН)₂ = 1/2.

Фактор эквивалентности соли рассчитывается по формуле:

                                                                                                               ₁                                       .

f _{экв . (соли)} =      число ионов металла в молекуле соли умноженное на заряд иона металла

Пример: В молекуле соли Cr₂(SO₄)₃ число ионов хрома равно двум, а заряд иона хрома + 3, тогда

                                _{1                1}

f _экв  (Cr₂(SO₄)₃)  =                 =                   .

                                             ^{2 × 3              6}

Используя математические выражения М_экв.(в-ва) = М(в-ва) × f_экв.(в-ва),

рассчитаем молярные массы эквивалентов в уравнениях реакций (1) – (3):

1). М_экв.(КОН) = М(КОН) × f_экв.(КОН) = 56 × 1 = 56 г/моль;

2). М_экв.(Са(ОН)₂) = М(Са(ОН)₂) × f_экв.(Са(ОН)₂) = 74 × 1 = 74 г/моль;

3). М_экв.(Са(ОН)₂) = М(Са(ОН)₂) × f_экв.(Са(ОН)₂) = 74 × 1/2 = 37 г/моль.

Таким образом, молярная масса эквивалентов одного и того же вещества могут иметь различные значения.

Для расчета молярной массы эквивалентов различных типов веществ используют следующие математические выражения:

1). Для простого вещества:

                       _Ма

М_экв.(в-ва) =             ,

                        ^В

где М_а – молярная масса атома данного простого вещества;

  В – степень окисления атома.

2). Для оксидов:

Эквивалент оксидов равен сумме молярных масс эквивалентов атома элемента и атома кислорода и определяется по формуле:

                     _{М(оксида)}

М_экв.(в-ва) =             ,

                     ^{В × С}

где М – молярная масса оксида;

  В – степень окисления элемента в оксиде;

  С – число атомов элемента в оксиде.

Пример: Рассчитаем М_экв.(Fe₂O₃).

Алгоритм решения:

Для других сложных веществ:

                    _М(в-ва)

М_экв.(в-ва) =            ,

                     ^Фn

где М(в-ва)  – молярная масса вещества;

  Ф_n – заряд функциональной группы;

  n – число функциональных групп в молекуле вещества, участвующих в химической реакции.

Функциональной группы кислот является ион водорода, оснований – гидроксид-ион, солей – катион металла.

Рассчитаем молярные массы эквивалентов H₃PO₄; Ba(OH)₂ и Cr₂(SO₄)₃

                                                           _{+                            –                                           3+}

при помощи участия ионов Н – кислот; ОН – основания и Cr – соли в реакциях

                                     _{+                        __                                          3+}

полного обмена ионов Н – кислот; ОН – основания и Cr:

                      _М(H₃PO₄)             ₉₈

М_экв.(H₃PO₄) =              =              = 32, 66 г/моль;

                         ^{Фn            3 × 1}

 

                          _М(Ва(ОН)₂)      _{171, 33}

М_экв.(Ва(ОН)₂) =              =             = 85, 66 г/моль;

                              ^{Фn            2 × 1}

                              _М(Cr₂(SО₄)₃)         ₃₉₂

М_экв.(Cr₂(SО₄)₃) =                  =             = 65, 33 г/моль;

                                  ^{Фn             3 × 2}

 

В любой химической реакции один эквивалент одного реагирующего вещества взаимодействует с одним эквивалентом другого вещества, образуя эквивалентные количества продуктов реакции.

В результате работ И.В. Рихтера (1792 – 1800 гг.) был открыт закон эквивалентов: массы взаимодействующих веществ прямо пропорциональны их химическим эквивалентам.

Для количественных расчетов используется закон эквивалентов: массы реагирующих и образующихся веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы, т.е.все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах в соответствии с законом эквивалентов.

Математическое выражение закона эквивалентов имеет следующий вид:

m _{1     =} m _экв (1)          или            m _{1      =} m ₂  

                          m₂           m_экв(2)                            m_экв (1)     m_экв (2)

 

где m₁ и m₂ – массы реагирующих или образующихся веществ;

m_экв(1) и m_экв(2) – эквивалентные массы этих веществ.

 

Пример: Определите массу карбоната натрия Na₂CO₃, необходимую для полной нейтрализации 1, 96 кг серной кислоты H₂SO₄.

Решение: воспользуемся законом эквивалентов  m( Na₂ CO₃) ₌ m _экв ( Na₂ CO₃)

                                                                                m(H₂SO₄)         m_экв(H₂SO₄)

 

определяем эквивалентные массы веществ, исходя из их химических формул:

m_экв(Na₂CO₃) =  = 53 г/моль;

m_экв(H₂SO₄) =  = 49 г/моль, тогда

Х     ₌  53 г/моль,  отсюда     Х = 2, 12 кг.

1, 96 кг 49 г/моль

 

Например: в реакции HCl + KOH → KCl + H₂O один эквивалент HCl реагирует с одним эквивалентом KOH с образованием по одному эквиваленту KCl и H₂O. На основании молярной массы эквивалентов можно записать следующее выражение:

m ( HCl ) = Э( KCl ) _. .

^{m(KOH)        Э(H2O)}

Степень окисления

 

Понятие степень окисления введено для характеристики состояния атома в соединении. При определении этого понятия условно предполагают, что в соединении валентные электроны полностью перешли к более электроотрицательным атомам, а потому соединения состоят только из положительно и отрицательно заряженных ионов. В действительности же при образовании большинства соединений происходит не отдача электронов, а только смещение электронной пары в молекуле к более электроотрицательному атому или точнее, связующего электронного облака от одного атома к другому.

Степень окисления – это условный заряд, который приписывается атому, исходя их предположения, что соединение состоит только из ионов, и при этом электронейтрально.

Степень окисления определяется числом полностью смещенных электронов от одного элемента к другому в соединении. В простых веществах отсутствует какое – либо смещение электронов, поэтому степень окисления элементов в простых веществах считается равной нулю, например:  и т.д.

При определении степени окисления атомов в сложных соединениях,

Нужно помнить:

1) степень окисления водорода в соединениях со всеми элементами равна (+1), кроме солеобразующих гидридов щелочных и щелочноземельных металлов  и т.д., где степень окисления водорода равна (− 1);

 

2) степень окисления кислорода в большинстве соединений равна (− 2), за исключением соединения кислорода с фтором , в котором степень окисления кислорода (+ 2) – фторид кислорода; пероксидов  супероксидов  

 

3) степень окисления фтора во всех сложных соединениях равна (− 1);

 

4) высшая положительная степеньокисления элементов равна номеру группы периодической системы, в которой находится элемент, например: ; ; ;  и др. (кроме следующих элементов: Cu; Ag; Au; O; F; He; Ne; Ar; Fe; Co; Ni; Pd; Pt и некоторые другие).

 

5) низшая отрицательнаястепень окисления элементов характерна только для элементов главных подгрупп IV − VII групп и водорода . Низшая отрицательная степень окисления этих элементов рассчитывается по формуле:

Вопросы и задачи для самоконтроля

 

1) Какой объем займут: а) 1 г водорода; б) 32 г кислорода; в) 14 г азота при нормальных условиях?

 

2) Вычислить массу в граммах при нормальных условиях:

а) 1 л азота; б) 8 л СО₂; в) 1 м³ кислорода.

 

3) Какой объем займут 9, 03 × 10²³ молекул хлора при нормальных условиях?

 

4) Сколько молекул содержится в 16 г кислорода?

5) Сколько молей серной кислоты (H₂SO₄) содержится в 196 г её?

 

6) Сколько молей карбоната натрия (Na₂CO₃) содержится в 53 г его?

 

7) Сколько молей гидроксида натрия (NaOH) содержится в 160 г его?

 

8) Определить степень окисления хлора в следующих соединениях:

NaClO, NaClO₂, NaClO₄, CaCl₂, Cl₂O₇, KClO₃, HCl.

 

9) Определить степень окисления фосфора в следующих соединениях:

H₃PO₄, PH₃, KH₂PO₄, K₂HPO₄, HPO₃, H₄P₂O₇.

 

10) Определить степень окисления марганца в следующих соединениях:

MnO, Mn(OH)₄, KMnO₄, K₂MnO₄, K₂MnO₃.

 

11) Какие типы химических реакций вам известны? Приведите примеры.

 

12) Какая реакция: соединения, разложения, замещения или обмена происходит при образовании воды:

а) в результате горения водорода на воздухе;

б) в результате взаимодействия водорода с оксидом меди (II);

в) в результате нагревания гидроксида железа (III);

г) при взаимодействии гидрокарбоната калия с гидроксидом калия.

 

13) Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты и назовите, к какому типу относятся данные уравнения реакций, запишите уравнения реакций между электролитами в ионном виде:

1234Следующая ⇒

Поделиться: