Генетическая связь между классами неорганических соединений.

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 15Следующая ⇒

Кислотный оксид

Основной оксид

Взаимодействует с

(+1, +2) (+5, +6, +7)

Ме⁺ⁿO^-2HeMeO^-2 (Me⁺ⁿO^-2)

2. Кислотными 2. Основными

оксидами оксидами

! 1.

3. Водой, если 3. Водой,

Ме активный Основа- кроме

Кисло- I– IA, IA гр. ниями SiO₂

тами (кроме Ве, Mg)

Соль

Основание

Кислота

Ме⁺ⁿ(OH)_n^-1 HR

Раствор. солями MeR Ме до Н (разб.

если образуется (↓ ) НСl, H₂SO₄)

3. 3.

Кислот.2. 4. Нерасвор. Осн. 2. 4. Солями

оксидами осн-я ( ^t ) оксидами слабых и

летучих

Кислотами! 1. 5. Амфот.! 1. кислот

осн-я Осн-ми

Кислотами

Основаниями

Осн-ми (см. Т.Р.)

Ме (см. ряд 1. 3. Кислотами

напряжений)

Солями, с обр. (↓ )

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ:

«КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ»

Задача №1.

1. А) напишите молекулярные и ионные уравнения, протекающие между H₂SO₄ и веществами: 1) NaOH, 2) Fe, 3) CuO, 4) SO₂, 5) NaCl;

Б) составьте уравнения реакций, протекающих в цепи превращений:

Fe → FeO → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeO → Fe;

В) составьте уравнения всех реакций, протекающих между веществами H₃PO₄ и NaOH;

Г) назовите перечисленные ниже соединения и определите класс – Ca(HCO₃)₂, FeСl₃, CuOHCl, H₃BO₃, Cu₂O, K₂CrO₄, H₂F₂, P₂O₅.

Решение:

А 1) 1. Выберем вещества, с которыми взаимодействуют кислоты, помня:

Ме до Н

( НСl, разб. H₂SO₄)

Осн. 2. 4. Солями

оксидами слабых и

летучих

! 1. кислот

Осн-ми

Отсюда следует, что H₂SO₄ взаимодействует: с NaOH, Fe, CuO.

2. Составляем молекулярное уравнение реакции:

H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O.

3. Составляем ионное уравнение реакции, зная п. 5 данной темы:

а) полное ионное уравнение

2 H⁺ + SO₄^2- + 2 Na⁺ + 2 OH^‾ → 2 Na⁺ + SO₄^2- + 2 H₂O;

сокращаем в полном ионном уравнении частицы

2 H⁺ + ~~SO₄²~~^- + ~~2 Na⁺~~ + 2 OH^‾ → ~~2 Na⁺~~ + ~~SO₄^2-~~ + 2 H₂O;

б) и получаем краткое ионное уравнение

2 H⁺+ 2 OH^‾ → 2 H₂O.

А 2) 1) H₂SO₄ + Fe → FeSO₄ + H₂

а) 2H⁺+SO₄^2-+Fe→ Fe²⁺+SO₄^2-+H₂

б) 2H⁺+Fe→ Fe²⁺+H₂

А 3) 1) H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O

а) 2H⁺+SO₄^2-+СuO→ Cu²⁺+SO₄^2-+H₂O

б) 2H⁺+CuO→ Cu²⁺+H₂O

Б) 1) 2 Fe + O₂ ^t˚ 2 FeO;

2) FeO +H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O;

3) FeSO₄ + 2 NaOH → Fe(OH)₂ + Na₂SO₄;

4) Fe(OH)₂ ^t˚ FeO + H₂O;

5) FeO + C ^t˚ Fe + CO.

В) Реакция взаимодействия кислоты (H₃PO₄) с основанием (NaOH) может протекать в разных количественных соотношениях:

1) H₃PO₄+ 3NaOH Na₃PO₄ + 3 H₂O; полная нейтрализация

ортофосфат натрия

2) H₃PO₄+ 2NaOH Na₂HPO₄ + 2 H₂O;

гидроортофосфат натрия неполная нейтрализация

3) H₃PO₄+ NaOH NaH₂PO₄ + H₂O.

дигидроортофосфат натрия

Это реакции нейтрализации, т.к. в результате образуются соли и вода (H/OH). При полной нейтрализации (1: 3) образуется нормальная соль.

При неполной нейтрализации (1: 2) и (1: 1) образуются кислые соли.

Г) Сa(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция (кислая соль).

FeCl₃ – хлорид железа (III) нормальная соль

CuOHCl – гидроксохлорид меди (II) (основная соль)

H₃BO₃ – борная кислота (кислота)

Cu₂O – оксид меди (I) (основной оксид)

K₂CrO₄ – хромат калия (соль нормальная)

H₂F₂ – димер плавиковой кислоты (кислота)

P₂O₅ –оксид фосфора (V)(кислотный оксид)

ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

Современное состояние:

1924 г. Луи де Броиль – двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм).

электрон – частица (m, υ, q)

электрон – волна (дифракция)

1927 г. В. Гейзенберг – принцип неопределенности (положение (е) вокруг ядра определить невозможно) при вращении (е) образуется атомная орбиталь (А: О) (электронное облако) – область пространства вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона более 95 %.

Квантовые числа характеризуют поведение электрона в атоме.

Таблица 1

Max (е) на Э.У.

Главное кв. Число n =1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,... ∞ (Э.У.) – запас энергии

Орбитальное кв. Число l = 0 до (n-1); форма орбитали, подуровень

Магнитное кв. Число m = - l, 0 + l положение орбитали в магнитных осях атома, число А.О.

Спиновое кв.ч. s = + ½ вращение А.О. вокруг своей оси

2n²

n =1 (2e) 1s²

n = 2 (8 e ) 2s²2p⁶

n = 3 (18 e ) 3s²3p⁶3d¹⁰

n = 4 (32 e ) 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴

l = O (S) ∙ l = O (S) l = 1 (P) l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = 3 (f) более сл.форма

m = 0 (1 А.О.) S ٱ m = -1, 0, +1 (3 А.О.) p m = -2, -1, 0, +1, +2 d m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 f

↑ (+1/2) ↓ (-1/2)

Выводы: Электроны в атоме закреплены за Э.У., которые в зависимости от формы А.О. расщепляются на подуровни, состоящие из А.О.

Электронная структура многоэлектронных атомов

Таблица 2

1. Принцип минимальной энергии: Электроны в атоме заполняют тот подуровень, где меньше запас энергии.

2. Правило Клечковского: Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n+l), а при равной сумме в порядке уменьшения числа nи увеличения числа l. Реальная электронная схема: 1s²< 2s²< 2p⁶< 3s²< 3p⁶< 4s²< 3d¹⁰< 4p⁶< 5s²< 4d¹⁰< 5p⁶< 4s²< 5d¹< 4f¹⁴< 5d⁹< 6p⁶< 7s²< 6d¹< 5f¹⁴< 6d⁹< 7p⁶ Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов (медь, серебро, золото, хром, молибден, ниобий, рутений, родий, палладий, платина)

Продолжение таблицы 2

3. Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Следствие: В любой атомной орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами ↑ ↓ !

4. Правило Гунда: Электроны в пределах подуровня занимают максимальное число атомных орбиталей, но так чтобы их суммарный спин был максимальный. P³ ↑ ↑ ↑ 1/2 1/2 1/2 Σ =1, 5

5. Все химические элементы делят на семейства: s, p, d, f, в зависимости, какой подуровень заполняется в атоме последним.

6. Валентные электроны – это электроны участвующие в образовании химических связей. Валентные электроны расположены: у s – элементов в s орбиталях последнего Э.У. – ns у p – элементов в s и p орбиталях последнего Э.У. np ns у d – элементов в d орбиталях предпоследнего и s последнего Э.У. ns (n-1)d

7. Возбуждение атома возможно при условиях: а) наличие в атоме спаренных электронов, б) наличие свободных А.О., в) при возбуждении электроны распариваются – переходят с одного подуровня на другой только в пределах последнего Э.У.

8. Химические элементы делятся: Металлы Неметаллы 80 % 20 % s, p, d, f s, p 1.R ат. > 1. R ат. 1. R ат. <

2. Мало (е)-1, 2, 3 2. Число (е) на 2. Много (е)-4, 5, 6, 7 посл. Э.У.

3. К отдаче (е) 3. Выражена 3. К принятию (е) тенденция

Ме⁰-n(e)→ Ме⁺ⁿнеМе⁰+n(e)→ неМе^-n вос-ль окисление ок-ль восстановление

Продолжение таблицы 2

9. Степень окисления – условный заряд атома, вычисленный из предположения, что атом отдает либо принимает электроны. Ме проявляют только положительные степени окисления (С.О.). Высшая (С.О.) равна № группы. Исключения: IВ-(Cu, Ag, Au), VIIIB-(Fe, Co, Ni).

10. НеМе проявляют, как отрицательные (низшие (С.О.))=№ группы – 8, так и положительные (С.О.)=№ группы. Исключения: VIA(O), VIIA(F).

11. Генетическая связь между классами неорганических веществ I. Ме→ Ме^{(+1, +2)+n}О^-2→ Ме⁺ⁿ(ОН)^-1n Металл основной оксид основание II. неМе→ не МеО^-2(Ме^{+5, +6, +7}О^-2)→ HR Неметалл кислотный оксид кислота

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «СТРОЕНИЕ АТОМА»

Проанализируйте с точки зрения строения атома элемент с порядковым № 12.

Алгоритм.

а) найдем положение химического элемента в П.С. Д.И. Менделеева и составим электронную формулу, воспользовавшись реальной электронной схемой. см. табл.2 (п.2) и сделаем вывод: указав семейство и тип элемента. (см. п.5 и п.8)

б) Графически изобразим валентные электроны в нормальном и возбужденном состояниях (см. п.6 и п.7)

в) Укажем окислительно-восстановительные свойства атома, помня, что это металл (см. п.8)

Mg⁰ - 2

→ Mg⁺² (ок-с) вос-ль

г) Исходя из числа неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях, укажем устойчивые С.О. (см. п.9 или п.10)

О, + 2

д) Приведем примеры соединений в устойчивых степенях окисления (простое вещество, оксиды и гидроксиды см. п.11)

Mg⁰, Mg⁺²O

е) Укажем характер оксидов и гидроксидов (см.п.11)

MgO → Mg (OH)₂ основной основание оксид

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 9 10 Следующая ⇒