- •2. Значения, которые принимают квантовые числа.
- •3. Обозначение состояния электрона в атоме.
- •4. Форма и знаки орбиталей.
- •5. Энергия электрона в многоэлектронном атоме.
- •1.2. Периодический закон и Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •1.2.1. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам
- •1.2.2. Общая характеристика металлов iа – iiiа групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов
- •1.2.3. Характеристика переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов
- •1.2.4. Общая характеристика неметаллов ivа – viiа групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов
- •Химические свойства.
- •1.3.1. Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи. Ионная, металлическая и водородная связь.
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •Водородная связь
- •Водородная связь в молекуле воды
- •Виды химической связи
- •1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов.
- •1.3.3. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения.
- •1.4. Химическая реакция.
- •1.4.1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.
- •Классификация органических реакций
- •1.4.2. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
- •1.4.3. Скорость реакции, ее зависимость от различных факторов.
- •1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.
- •1.4.5. Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты.
- •Сильные электролиты
- •Слабые электролиты
- •1.4.6. Реакции ионного обмена.
- •1.4.7. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.
- •1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее.
- •Коррозия металлов и способы защиты от нее.
- •Защита металлов от коррозии
- •1.4.9. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот).
- •Закономерности катодного восстановления
- •Закономерности анодного окисления
- •2. Неорганическая химия
- •2.1. Классификация неорганических веществ. Номенклатура неорганических веществ (тривиальная и международная)
- •Бинарные соединения
- •Сложные соединения
- •2.2. Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа) Щелочные металлы
- •Щелочноземельные металлы
- •Взаимодействие алюминия с серой при нагревании.
- •2.3. Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния.
- •2.4. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.
- •2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.
- •Свойства оснований
- •2.6. Характерные химические свойства кислот.
- •2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных, комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)
- •2.8. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ.
Взаимодействие алюминия с серой при нагревании.
Смешать один объем алюминиевой пудры и 2 серы. Смесь нагреть. Идет бурная реакция, похожая не бенгальский огонь.
Алюминий восстанавливает многие металлы из оксидов, этот метод получения металлов называется алюмотермией.
1. Поджигание смеси алюминия и оксида железа.
2. Горение термита – алюмотермия.
3. Застывшее железо.
Алюминий взаимодействует с выделением водорода со всеми галогеноводородными кислотами и разбавленной серной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2,
а с разбавленной азотной кислотой (концентрация 2-3М) - с образованием преимущественно нитрата аммония:
8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
В концентрированных HNO3 и H2SO4 алюминий пассивируется, что позволяет хранить и транспортировать эти кислоты в емкостях из алюминия. Алюминий легко взаимодействует со щелочами, т.к. они растворяют оксидную пленку.
Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.
Все d-элементы являются металлами, т.к. внешние s-электроны слабо удерживаются атомами. Однако энергия межатомных связей в кристаллических решетках этих металлов обусловлена не только делокализованными s-электронами, но и дополнительными ковалентными связями между неспаренными электронами d-орбиталей. Поэтому d-металлы (кроме цинка, кадмия и ртути) прочны и тугоплавки, особенно находящиеся в средней части декад (Cr, Mo, W, Mn, Tc, Re).
При образовании соединений в химических связях используются s-электроны и все или часть d-электронов. Поэтому для d-элементов свойственны переменная валентность, разнообразие и широкие пределы изменения основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений. С увеличением степени окисления элемента в его однотипных соединениях изменяется характер связи от ионной ко все более ковалентной. Поэтому, например, низшие оксиды и гидроксиды являются основными, а высшие - кислотными, низшие галогениды - ионные растворимые соли, а высшие - молекулярные, легколетучие гидролизующиеся вещества. С увеличением степени окисления возрастает окислительная и уменьшается восстановительная активность соединений.
Весьма характерно для d-элементов образование многочисленных и прочных комплексных соединений. В комплексных соединениях d-элементы образуют связи с лигандами по донорно-акцепторному механизму в качестве акцептора электронных пар.
В царской водке, концентрированной H2SO4 и азотной кислоте любой концентрации хром пассивируется, но он способен вытеснять водород из кислот-неокислителей с образованием CrCl2 и CrSO4. При значительном нагревании хром взаимодействует с концентрированными HNO3 и H2SO4, окисляясь до трехвалентного состояния:
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Состояние +3 наиболее устойчиво для хрома; в этой степени окисления у него существует множество обычных и комплексных соединений, кристаллогидратов и квасцов.
СrCl3 – безводный; - кристаллогидрат
При нагреваниижелезо реагирует со многими неметаллами. Например, при внесении порошка железа в пламя газовой горелки железо активно реагирует с кислородом.
Железо медленно окисляется атмосферным кислородом и влагой:
4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
Этот процесс называется атмосферной коррозией.
Железо при обычных температурах взаимодействуют с кислотами-неокислителями с образованием солей (МеСl2, MeSO4) в степени окисления +2 и выделением водорода. В холодных концентрированных Н2SO4 и HNO3 металлы пассивируются, что позволяет концентрированную серную кислоту перевозить в железных цистернах; в разбавленной азотной кислоте железо окисляется до степени окисления +3.
Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O
Медь является неактивным металлом, не реагирует с кислотами-неокислителями, но реагирует с азотной и концентрированной серной кислотами.
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Для меди наиболее характерна степень окисления +2.
Пример. Какое уравнение соответствует реакции разбавленной азотной кислоты с медью
1) 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2) Cu + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2
3) Cu + 2HNO3 = CuO + NO2 + H2O
4) Cu + HNO3 = CuO + NH2NO3 + H2O
В азотной кислоте окислителем является азот в степени окисления +5, поэтому в этой реакции водород не выделяется. CuO в реакции образоваться не может, так как обязательно прореагирует с азотной кислотой.
Чем активнее металл и разбавленнее азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается.
Медь неактивный металл, значит с разбавленной кислотой будет образовываться NO, а с концентрированной – NO2.
Описание опыта: медь опустили в раствор разбавленной азотной кислоты и сверху накрыли воронкой. В колбу, наполненную водой, начинает выделяться бесцветный газ (значит NO), а раствор становится голубым: образование сульфата меди(II).
Правильный ответ: 1) 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Если NO соприкоснется с кислородом воздуха, то он превращается из бесцветного NO в бурый NO2.
Цинк устойчив на воздухе благодаря покрывающей его оксидной пленке. Цинк активно вытесняет водород из кислот-неокислителей:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Цинк с щелочами активно реагирует, т.к. он является амфотерным металлом:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
На гранулах цинка образуются пузырьки газа (водорода).
Цинк образует соединения только в степени окисления +2.