- •Л.И. Андрианова, а.П. Пнева, е.В. Рогалева общая химия
- •Глава 1. Основные понятия. Классы неорганических соединений…......5
- •Глава 1. Основные понятия химии
- •Важнейшие классы неорганических соединений
- •1.1. Оксиды
- •Классификация оксидов
- •Способы получения оксидов
- •1.2. Основания
- •1.3. Кислоты
- •1.4. Соли
- •Глава 2. Строение вещества
- •2.1. Строение атома
- •Квантово – механическая модель атома
- •Квантовые числа
- •Распределение электронов по уровням, подуровням и орбиталям во многоэлектронном атоме
- •Электронные формулы
- •2.2. Периодический закон и система д.И. Менделеева
- •Электронные аналоги
- •Свойства элементов
- •2.3. Химическая связь. Строение молекулы
- •Основные параметры химических связей
- •Метод валентных связей. Ковалентная связь
- •Гибридизация электронных облаков
- •Поляризуемость ковалентной связи Полярные и неполярные молекулы. Дипольный момент
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •2.4. Агрегатное состояние вещества
- •Глава 3. Основные закономерности протекания химических процессов
- •Термодинамика химических процессов
- •Единицей измерения внутренней энергии является джоуль /Дж/.
- •3.2. Кинетика химических процессов
- •3.3. Химическое равновесие
- •Глава 4. Растворы
- •Истинные растворы
- •Способы выражения состава растворов
- •4.2. Жидкие растворы (на примере водных растворов)
- •Тепловой эффект растворения (энтальпия растворения)
- •4.3. Общие свойства растворов
- •Неэлектролиты и электролиты
- •Диссоциация кислот, оснований, солей
- •Сильные и слабые электролиты
- •4.6. Электролитическая диссоциация молекул воды. Ионное произведение воды
- •Глава 5. Реакции в растворах
- •5.1. Реакции ионного обмена
- •Гидролиз солей
- •5.3. Окислительно-восстановительные процессы Cтепень окисления. Окисление и восстановление
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций (овр)
- •1) В кислой среде:
- •2) В нейтральной среде:
- •Нейтральная срела
- •3) В щелочной среде:
- •Глава 5. Электрохимические процессы
- •6.1. Двойной электрический слой. Электродный потенциал
- •6.2. Химические источники электрической энергии
- •Концентрационные гальванические элементы
- •6.3. Аккумуляторы
- •6.4. Электролиз
- •Электролиз расплавов солей
- •Электролиз растворов солей
- •Процессы на катоде
- •Процессы на аноде
- •Глава 7. Cвойства металлов Общая характеристика металлов
- •7.1. Физические свойства металлов
- •7.2. Химические свойства металлов
- •Взаимодействие с простыми веществами
- •Взаимодействие металлов с водой
- •Взаимодействие металлов с кислотами
- •Взаимодействие металлов с раствором щелочи
- •Взаимодействие металлов с растворами солей
- •Глава 8. Коррозия металлов. Методы защиты металлов от коррозии
- •8.1. Виды коррозионных процессов
- •8.2. Методы защиты металлов от коррозии
- •Защита поверхности металла
- •Глава 9. Высокомолекулярные соединения (вмс)
- •9.1. Классификация полимеров
- •9.2. Методы получения полимеров
- •9.3. Физико – химические свойства полимеров
- •9.4. Материалы, получаемые на основе полимеров
- •9.5. Применение некоторых полимеров
- •Глава10. Краткие сведения по аналитической химии и методам физико-химического анализа Идентификация
- •10.1. Качественный анализ
- •10.2. Количественный анализ
- •625000Г. Тюмень, ул. Володарского, 38
- •625039 Г. Тюмень, ул. Киевская, 52
Способы получения оксидов
Оксиды получают:
взаимодействием простых веществ:
2Mg + O2 = 2MgO
S + O2 = SO2;
горением сложных веществ:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O;
разложением оснований (некоторые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в оксиды металлов):
Mg(OH)2 → MgO + H2O;
разложением кислот (кислородсодержащие кислоты при нагревании теряют воду, превращаясь в кислотные оксиды):
2H3BO3 → B2O3 + 3H2O;
разложением солей (большинство солей кислородсодержащих кислот при нагревании разлагаются на оксид металла и кислотный оксид):
CaCO3 → CaO + CO2
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2.
При нагревании солей щелочных металлов оксиды не образуются.
Если оксид металла термически неустойчив, то вместо оксида образуется свободный металл:
Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2;
разложением оксидов – когда элемент имеет переменную валентность, то оксид с меньшим содержанием кислорода можно получить нагреванием оксида, в котором элемент проявляет более высокую валентность:
4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2.
Иногда высшие оксиды можно получить окислением низших оксидов:
2SO2 + O2 = 2SO3.
1.2. Основания
Основания - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металла (исключение - NH4OH) и гидроксогрупп OH–, число которых равно валентности металла (Ca(OH)2, Al(OH)3).
Номенклатура оснований
Для составления названия оснований по международной наменклатуре к слову «гидроксид», обозначающему наличие в основаниях гидроксогруппы прибавляют название металла с указанием в скобках римской цифрой его валентности, если она не является постоянной.
Например:Mn(OH)2-гидроксид марганца (II),
Mn(OH)3-гидроксид марганца (III),
NaOH–гидроксид натрия
Классификация оснований
Основания классифицируют по кислотности, растворимости и силе.
Кислотность основания определяется количеством гидроксогрупп в молекуле основания. Различают однокислотные (NaOH, NH4OH), двукислотные (Ca(OH)2, Mg(OH)2), трехкислотные (Al(OH)3, Fe(OH)3).
В водных растворах основания диссоциируют на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные гидроксид-ионы:
NaOH ↔ Na+ + OH–
натрий-ион гидроксид-ион.
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
I ступень: Fe(OH)3 ↔ OH– + [Fe(OH)2]+;
II ступень: [Fe(OH)2]+ ↔OH– +[Fe(OH)]2+;
III ступень: [Fe(OH)]2+ ↔ OH– + Fe3+.
Ступенчатая диссоциация многокислотных оснований объясняет образование основных солей.
По растворимости в воде основания делятся на растворимые и нерастворимые. Растворяются только гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также гидроксид аммония NH4OH. Основания, растворимые в воде и хорошо диссоциирующие, называются щелочами.
Раствор аммиака NH3 в воде проявляет свойства слабого основания, т.к. молекула NH4OH только частично распадается на ионы.
Сила оснований зависит от степени их диссоциации в водном растворе, т.е. от концентрации гидроксид-ионов.
К сильным основаням относятся щелочи, т.е. гидроксиды щелочных и часть щелочно-земельных металлов. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH принадлежат к слабым основаниям.
Химические свойства оснований
Характерными свойствами оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:
основания, как и основные оксиды, взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:
KOH + HCl = KCl + H2O;
щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O,
2NaOH + Al3O3 = 2NaAlO2 + H2O;
щелочи взаимодействуют с растворами различных солей с образованием новой соли и нового основания:
6NaOH + Fe2(SO4)3 = 3Na2SO4 + 2Fe(OH)3;
нерастворимые в воде основания при нагревании легко разлагаются на оксид и воду:
Cu(OH)2 → CuO + H2O;
амфотерные основания (Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2 и другие) - гидраты амфотерных оксидов. Поэтому они, как и сами оксиды, обладают амфотерными свойствами, то есть при взаимодействии с кислотами проявляют свои основные свойства:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O,
а взаимодействуя со щелочами, проявляют кислотные свойства:
Be(OH)2 + NaOH = Na2BeO2 + 2H2O.
Способы получения оснований
Основания образуются при взаимодействии:
щелочных и щелочно-земельных металлов с водой при комнатной температуре:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2;
оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов и воды:
BaO + H2O = Ba(OH)2;
солей со щелочами образуются главным образом нерастворимые в воде основания:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.
Электролизом растворов получают в технике щелочи:
NaCl → Na+ + Cl –
H2O → H+ + OH–
на катоде на аноде
2H2O +2e = H2 + 2OH– 2Cl – – 2e = Cl2.