Теоретические основы химии для з.о.2006

Учреждение образования «БЕЛОРУССКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ

УНИВЕРСИТЕТ»

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ

Учебно-методическое пособие для студентов химических специальностей

заочной формы обучения

Минск 2006

1

УДК546(075.8) ББК24.1я7

Т 33

Рассмотрено и рекомендовано к изданию редакционноиздательским советом университета

Составители:

С. Е. Орехова, И. Е. Малашонок, В. А. Ашуйко

Рецензенты:

доцент кафедры ТЭХП и МЭТ БГТУ, кандидат химических наук Л. Н. Новикова; профессор кафедры аналитической химии БГУ, доктор химических наук С. М. Лещев

Теоретические основы химии : учеб.-метод. пособие для сту-

Т33 дентов химических специальностей заочной формы обучения / сост. С. Е. Орехова, И. Е. Малашонок, В. А. Ашуйко. – Мн. : БГТУ, 2006. – 122 с.

ISBN985-434-607-2

Учебно-методическое пособие предназначено для самостоятельной работы студентов заочной формы обучения химических специальностей. Выполнение контрольных работ позволит студентам-заочникам разобраться в учебном материале по важнейшим разделам дисциплины «Теоретические основы химии».

	ÓÄÊ 546(075.8)
	ÁÁÊ 24.1ÿ7
	© УО «Белорусский государственный
ISBN 985-434-607-2	технологический университет», 2006

ПРЕДИСЛОВИЕ

Для студентов химико-технологических специальностей курс «Теоретические основы химии» является базовым для изучения всех остальных химических дисциплин.

Основное содержание дисциплины составляет рассмотрение закономерностей протекания химических реакций. Каждый из ее разделов охватывает большое количество информации и может быть рассмотрен как отдельная дисциплина.

При усвоении материала большое значение имеет самостоятельная работа студентов. В процессе усвоения материала дисциплины «Теоретические основы химии» нужно разобраться во множестве теоретических положений. Для этого необходимо выполнить ряд упражнений и произвести множество расчетов, связанных с применением на практике основных теоретических положений изучаемого предмета.

При заочной форме обучения роль самостоятельной работы студентов значительно возрастает, так как в этом случае из учебного процесса в значительной мере исключается аудиторный вид занятий. Студент усваивает учебный материал, решая задачи и отвечая на теоретические вопросы контрольных заданий.

Для его успешного усвоения в первую очередь необходимо правильно организовать самостоятельную работу. При выполнении контрольных работ нужно системно работать с рекомендуемой литературой, постепенно переходя от вопросов одного раздела дисциплины к вопросам другого раздела.

В каждом из разделов данного пособия приведены краткие теоретические сведения и примеры решения некоторых задач, с которыми нужно ознакомиться после проработки материала учебника.

Контрольные задания, вопросы и задачи, представленные в пособии «Теоретические основы химии», составлены в соответствии с программой курса, которая определяет объем требований, предъявляемых студенту при сдаче экзамена.

Студенту, выполняющемуконтрольные работы, следует руководствоваться следующими правилами:

1. При изучении определенного раздела курса необходимо основательно разобраться в теоретических положениях, усвоив содержание соответствующих глав рекомендованных учебников.

2

3

2. Закрепить свои знания, решив задачи и выполнив упражнения,	1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
предлагаемые по материалу изучаемого раздела. При этом желательно
не ограничиваться только объемом задания, определяемым вариантом
контрольной работы. Можно выполнить дополнительные задания из	Основными классами неорганических соединений являются оксиды,
предлагаемого учебно-методического пособия, задачников, включен-	основания, кислоты и соли. Основания и кислородсодержащие кислоты
ных в список рекомендуемой литературы.	часторассматриваютсякак гидратыоксидовиобъединяются вединыйкласс
3. Если при изучении курса остаются неразрешенные вопросы, то	гидроксидов, имеющих основный, амфотерный или кислотный характер.
ответы на них следует искать в рекомендованной литературе или обра-	1.1. Оксиды
титься за консультацией к преподавателю кафедры.

Оксидами называются бинарные соединения, в которых один из элементов кислород, причем атомы кислорода не связаны между собой и имеют степень окисления –2. Например: Na+21O−2 , C+4O−22 .

Названия оксидов в соответствии с международной номенклатурой составляются по общим правилам номенклатуры бинарных соединений.

	Системные названия		Тривиальные названия
Сu2O	оксид меди (I), монооксид димеди
СО2	оксид углерода (IV), диоксид углерода		углекислый газ
Классификация оксидовпохимическим свойствам приведена на рис. 1.
	ОКСИДЫ
Не солеобразующие		Солеобразующие:
	(безразличные,		а) основные;
или индифферентные)			б) амфотерные;
	N2O, NO, CO, SiO		в) кислотные

Рис. 1. Классификация оксидов

Основные оксиды – это оксиды металлов с невысокой степенью окисления +1, +2. Исключение составляют оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO, являющиеся амфотерными.

Амфотерные оксиды – оксиды металлов со степенями окисления

+3, +4 и BeO, ZnO, SnO, PbO со степенью окисления +2.

Кислотные оксиды – оксиды неметаллов (кроме несолеобразую-

щих оксидов) с любой степенью окисления и оксиды металлов с высокими степенями окисления (+5 и выше).

Невсе оксидывзаимодействуютсводой, новсеимеют гидратыоксидов.

4

5

Основным оксидам соответствуют гидроксиды – основания:
	Основный оксид				Основание
Ñà+2Î					Ca+2(OH)		2
Na2+1O					Na+1OH.
Амфотерность – способность оксидов и гидроксидов в зависимости
от условий проявлять основные и кислотные свойства.
Амфотерным оксидам соответствуют гидроксиды, проявляющие как
свойства оснований, так и свойства кислот:
Амфотерный оксид		Основание				Кислота
Zn+2O		Zn+2(OH)		2		H Zn+2O
						2		2
Al+3O		Al+3(OH)	3		HAl+3O × H O (H Al+3O )
2	3				2		2	3	3

Кислотным оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты:

Кислотный оксид				Кислота
S+4O	2		H S+4O	3
			2
P+5O		5	HP+5O , H P+5O , H P+5O						.
2			3	3	4	4	2	7

Химические свойства

1. Кислотные оксиды при взаимодействии с водой (кроме SiO2 и некоторых других) образуют кислоты:

SO2 + H2O = H2SO3;

N2O5 + H2O = 2HNO3.

Основные оксиды (только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) при взаимодействии с водой дают основания – щелочи:

СаО + H2O = Са(ОН)2;

K2О + H2O = 2KОН.

Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

2. Разные по природе оксиды при взаимодействии между собой дают соли:

СаО(осн.) + SO3(кисл.) = CaSO4;

СаО(осн.) + Al2O3(амф.) ¾¾t® Ca(AlO2)2;

Al2O3(амф.) + 3SiO2(кисл.) ¾¾t® Al2(SiO3)3.

3. Основные и амфотерные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

FeO(осн.) + 2HCl = FeCl2 + H2O; Fe2O3(амф.) + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.

Амфотерные оксиды реагируют только со щелочами, а кислотные – со щелочами и с основаниями, образуя соль и воду:

6

t

Получение

Fe2O3(амф.) + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O;

SO3(кисл.) + 2NaOH = Na2SO4 + H2O.

1. Взаимодействие различных веществ с кислородом:

2Zn + O2 = 2ZnO(амф.);

CS2 + 3O2 = CO2(кисл.) + 2SO2(кисл.).

2. Разложение кислородсодержащих солей, оснований, кислот при нагревании:

СаСО3 ¾¾t® СаО(осн.) + СО2(кисл.).

1.2. Основания

Основанияминазываются соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами ОН, напри-

мер, NaOH, Ba(OH)2, Fe(OH)3.

Название основания образуется из слова гидроксиди названия металла в родительном падеже, причем для металла с переменной степенью окисления указывается степень окисления. Например, NaOH – гидроксид натрия, но Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Все основания делятся на две группы: хорошо растворимые в воде и малорастворимые в воде (их условно называют нерастворимыми). Растворимые в воде сильные основания называются щелочами. Этогидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Растворы щелочей мыльные на ощупь, разъедают кожу и ткани, поэтому их называют едкими щелочами. Для некоторых щелочей до сих пор употребляются старые названия, такие, как NaOH – едкий натр, KОН – едкое кали, Са(ОН)2 – гашеная известь, Ba(OH)2 – едкий барит. Растворимым, но слабым основанием является гидроксид аммония.

Классификация оснований по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотные остатки, приведена на рис. 2.

а) однокислотные: NaOH, CuOH; ОСНОВАНИЯ б) двухкислотные: Ca(OH)2, Fe(OH)2;

в) трехкислотные: Al(OH)3, Fe(OH)3.

Рис. 2. Классификация оснований

7

Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных с металлом.

Химические свойства

1. Основания реагируют с кислотами (нейтрализация): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O.

2. Основания реагируют с кислотными оксидами (щелочи растворяют амфотерные оксиды):

Mg(OH)2 + CO2 = MgCO3 + H2O;

NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O. 3. Основания (щелочи) реагируют с неметаллами:

3Cl2 + 6KOH ¾¾t® 5KCl + KСlO3 + 3H2O; 3S + NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O.

4. Основания (щелочи) реагируют с металлами, оксиды и гидроксиды которых амфотерны:

2Al + 2NaOH+ 2H2O ¾¾®t 2NaAlO2 + 3H2; Zn + 2KOH ¾¾t® K2ZnO2 + H2.

5.Щелочи реагируют с растворами солей, если продуктом реакции

является малорастворимое соединение:

CuSO4 + 2KOH® K2SO4 + Cu(OH)2¯; Ba(OH)2 + Na2SO4 ® BaSO4¯ + 2NaOH.

6.Основания при нагревании разлагаются с выделением воды (ис-

ключения NaOH, KОН, RbOH, CsOH):

Cu(OH)2 ¾¾®t CuO + H2O.

7. Амфотерные основания проявляют как кислотные, так и основные свойства, реагируя с кислотами и щелочами:

а) Al(OH)3 + 3HNO3 ®Al(NO3)3 + 3H2O;

б) Al(OH)3 + NaOH ¾¾t® NaAlO2 + 2H2O или Al(OH)3 + NaOH ® Na[Al(OH)4].

В реакциях а) и б) один и тот же гидроксид проявляет разные свойства: в реакции а) – свойства основания, а в реакции б) – кислоты.

Получение

1.Нерастворимые основания получают при взаимодействии раство-

ров солей и щелочей:

FeCl3 + 3NaOH® Fe(OH)3¯ + 3NaCl.

2.Щелочи получают:

а) преимущественно электролизом водных растворов солей:

2NaCl + 2H2O ¾¾¾¾®электролиз 2NaOH + H2 + Cl2;

б) при взаимодействии металлов с водой: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;

в) при взаимодействии оксидов с водой: CaO + H2O = Ca(OH)2.

1.3. Кислоты

Кислоты – это сложные вещества, при диссоциации которых в растворе образуются ионы водорода.

Кислоты – сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться атомами металла, а также атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками.

Классификация кислот по составу и по числу ионов водорода, способных замещаться на ион металла, приведена на рис. 3.

Бескислородные

HCl, H2S, HCN

КИСЛОТЫ

Кислородсодержащие

HNO3, H2SO4, H3AsO4

а) одноосновные: HCl, HNO3;

КИСЛОТЫ б) двухосновные: H2SO3, H2SeO4; в) трехосновные: H3РО4, H3AsO4;

г) четырехосновные: H4Р2О7, H4SiO4.

Рис. 3. Классификация кислот

Основность кислоты определяют по числу атомов водорода в кислоте, способных замещаться на атомы металла. Не все металлы мо-

гут взаимодействовать с кислотами с выделением водорода.

Кислоты подразделяются на сильные (HCl, HNO3 и т. д.) и слабые (СН3СООНи т. д.).

8

9

Бескислородныекислоты называются: HCl(кисл.) – хлороводородная кислота; H2Se(кисл.) – селеноводородная кислота.

Для некоторых кислот употребляют также исторически сложившиеся тривиальные названия, не связанные с какой-либо строгой системой: HCN – синильная кислота, HCl – соляная кислота, HF – плавиковая кислота.

Название кислородсодержащей кислоты дают по названию образу-

ющего ее элемента, причем, если данный элемент образует несколько кислот, в которых проявляет разные степени окисления, то в названиях этих кислот используют разные суффиксы. Названия кислот, соответствующих высшей степени окисления элемента, содержат суффикс «-н-» или «-ов-»: H2SО4 – серная, H3AsO4 – мышьяковая. В названия кислот, в которых элемент имеет меньшую степень окисления, добавляют суффикс «-ист-»: H2SО3 – сернистая, H3AsO3 – мышьяковистая.

Если данный элемент образует несколькокислот, в которых проявляет одинаковую степень окисления, но отличающихся по содержанию воды, то к названию кислоты с минимальным ее содержанием добавляется приставка «мета-», а смаксимальным – приставка «орто-», например: H2SiO3 – метакремневая кислота, H4SiO4 – ортокремневая кислота. Многие мета- формы кислот полимерны: (НРО3)n – полиметафосфорная кислота.

В случае образования данным элементом нескольких кислот, в кислотном остатке которых содержатся два, три и более атомов элемента, кислоты называются с числительными приставками «ди-», «три-», «тетра-» и т. д. Например:

H2S+6O4				− серная;	H3P+5O4				− фосфорная;
H	S+6O		7	− дисерная;	H P+5O			7	− дифосфорная;
2	2				4	2
H S+6O				− трисерная;	H	P+5O			− трифосфорная.
2	3	10			5	3	10

Химические свойства

1. Кислоты взаимодействуют:

а) с металлами, которые расположены в ряду напряжений до водорода с выделением водорода (особенности взаимодействия HNO3 и H2SO4(конц.) с металлами рассмотрены в разделе 10 «Окислительно-вос- становительные реакции»):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2;

б) с основными и амфотерными оксидами: 2HCl + CaO = CaCl2 + H2O;

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O;

в) с основаниями (реакция нейтрализации): NaOH+ HNO3 = NaNO3 + H2O;

г) с солями (при условии образования осадка, газа или более слабой кислоты):

2HCl + СаСО3 = CaCl2 + CO2− + H2O; 2H3PO4 + 3CaCl2 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl; CH3COONa + HCl = NaCl + CH3COOH.

2. Кислоты могут разлагаться при нагревании, действии осушителей или света:

4HNO3 ¾¾t® 4NO2 + 2H2O + O2; 2HNO3 + Р2О5 = 2НРО3 + N2O5;

HClO hn HCl + (O) – атомарный кислород.

¾¾¾®

Получение

1. Растворение кислотных оксидов в воде:

SO3 + H2O = H2SO4;

Cl2O7 + H2O = 2HClO4.

2. Вытеснение из солей действием более сильной кислоты:

Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4.

Поспособности вытеснить другдруга из солей кислоты можнорасположить в ряд, вкотором предшествующиекислоты вытесняют последующие:

H2SO4	HCl, HNO3 ,H3PO4 HNO2 CH3COOH H2CO3 H2SiO3
	144424443
	эти кислоты друг друга
	не вытесняют

Уменьшение силы кислоты

3. Бескислородные кислоты получают растворяя в воде продукт взаимодействия простых веществ с водородом:

H2 + Cl2 = 2HCl.

1.4. Соли

Соляминазываютсясоединения, состоящиеизатомовметалла икислотногоостатка. Соли можнорассматриватькакпродукты реакциинейтрализации, вкоторой атомыводорода кислотыи гидроксогруппыоснованиясоединяются, образуя воду, а атомы металла и кислотный остаток образуют соль:

Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O.

10

11

Классификация солей приведена на рис. 4

а) средние, или нормальные: Na2CO3, CaCl2, Al2(SO4)3;

б) кислые: NaНCO3, К2Н2Р2О7, Ca(Н2РО4)2;

СОЛИ в) основные: ZnOНCl, (CuOH)2CО3, [Fe(OH)2]2SO4;

г) двойные, тройные и т. д.: NaKCO3, (NH4)2Fe(SO4)2; д) смешанные: MgPO3F, Ca(ClO)Cl;

е) комплексные: Na[Al(OH)4], K3[Fe(CN)6].

Рис. 4. Классификация солей

Средние соли – соли, полученные в результате полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла, например в реакции нейтрализации:

3Mg(OH)2 + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 6H2O.

Кислые соли – соли, полученные в результате неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла:

Mg(OH)2 + H3PO4 → MgНPO4 + 2H2O.

Кислые соли могут образовывать только многоосновные кислоты:

H2SO4, Н2СО3, H3PO4 и т. д.

Основные соли – соли, полученные в результате неполного замещения гидроксогрупп OH− в основании на кислотные остатки:

Fe(OH)3 + HCl → Fe(ОН)2Cl + H2O.

Основные соли могут образовывать только многокислотные осно-

вания: Mg(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3 и т. д.

Двойные (аналогично тройные) соли – соли, состоящие из двух разных ионов металлов (катионов) и одного кислотного остатка (аниона).

Смешанные соли – соли, состоящие из иона металла (катиона) и двух или более кислотных остатков (анионов).

В кислой соли атомы водорода входят в состав аниона, в основной соли гидроксогруппы входят в состав катиона, что отмечено выделением в классификации солей жирным шрифтом (рис. 4).

Комплексные соли рассматриваются в соответствующем разделе пособия.

Название средней солипо международной номенклатуре состоит из латинского названия кислотного остатка и названия металла в родительном падеже, причем для металлов, проявляющих разные степени окисления, указывают степень окисления. При этом следует помнить, что кис-

лотные остатки кислородсодержащих кислот имеют суффикс «-ат-», если образующий кислоту элемент имеет высшую степень окисления, и «-ит-» – в случае более низкой степени окисления элемента, например:

Zn(N+5O )	2	– нитрат цинка,	Zn(N+3O )	2	– нитрит цинка.
3			2

Приставка «пер-» указывает на самую высокую степень окисления

элемента, приставка «гипо-» указывает на его самую низкую положительную степень окисления. Системуназваний кислотных остатков можно показать на примере названий солей элементов VII группы:

KCl+7O – перхлорат;	KMn+7O – перманганат;
4		4
KCl+5O – хлорат;	K Mn+6O – манганат;
3	2	4
KCl+3O – хлорит;	K MnO – манганит;
KCl+1O2– гипохлорит.	2	3
Приставки «мета-», «орто-», «ди-», «три-» и т. д. переходят в назва-
ние кислотного остатка из названия кислоты:
NaBO2 – метаборат натрия, Na4P2O7		– дифосфат натрия.
Кислотные остатки бескислородных кислот имеют суффикс «-ид-»:

AgBr – бромид серебра, CaCl2 – хлорид кальция.

Названия кислых солей составляют добавляя к названию кислотного остатка приставки «гидро-», «дигидро-» и т. д., которая отражает число незамещенных на металл атомов водорода:

NaHSO3 – гидросульфит натрия, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия. Названия основных солей содержат приставку«гидроксо-», «дигид-

роксо-» и т. д. перед названием металла, которая отражает число незамещенных на кислотный остаток гидроксогрупп:

AlOHSO4 – сульфат гидроксоалюминия, [Fe(OH)2]2SO4 – сульфат дигидроксожелеза (III).

Химические свойства

1. Соли реагируют с металлами согласно их положению в ряду напряжений (более активные металлы вытесняют менее активные из растворов солей):

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu.

2. Реагируют с кислотами (см. подраздел 1.3. «Кислоты»):

СаСО3 + 2HCl = CaCl2 + CO2− + H2O.

3. Реагируютврастворахсощелочами(см. подраздел1.2. «Основания»): 2NaOH+ FeSO4 = Fe(OH)2↓ + Na2SO4.

4. Растворы солей реагируют между собой (при условии образования осадка):

Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3 ↓ + 2NaNO3.

12

13

2. Соли могут разлагаться при нагревании, действии света: СаСО3 ¾¾®t СаО+ СО2;

hn

2AgBr ¾¾¾® 2Ag + Br2.

Получение

Практическивсе реакции, врезультате которых образуются соли, могут быть использованы для их получения. Рассмотрим некоторые из них.

1.

Взаимодействие металлов с неметаллами:

2.

2Na + Cl2 = 2NaCl.

Взаимодействие кислот с металлами:

3.

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Взаимодействие оксидов с кислотами:

4.

Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3

+ 3H2O.

Взаимодействие разных по природе оксидов между собой:

t

5.

3CuO + P2O5 ¾¾® Cu3(PO4)2.

Соли получают по реакциям обмена в растворах между солями и

кислотами, солями и щелочами, солями и солями:

Na2SiO3 + 2CH3COOH= H2SiO3¯ + 2CH3COONa;

MgCl2

+ 2NaOH= Mg(OH)2¯ + 2NaCl;

MgCl2

+ Na2CO3

= MgCO3¯ + 2NaCl.

Взаимные превращения и способы получения кислых, средних и

основных солей можно представить схемой (рис. 5).

щелочь

щелочь

КИСЛЫЕ

СРЕДНИЕ

Î Ñ Í Î ÂÍ ÛÅ

ÑÎËÈ

ÑÎËÈ

ÑÎËÈ

кислота

кислота

Рис. 5. Схема взаимных превращений солей

Рассмотрим на примерах все возможные взаимные превращения кислых, средних и основных солей:

		(2)		(3)
Fe(HSO )		KOH	FeSO	KOH	(FeOH) SO .
	2	¾¾¾®		¾¾¾®
4		¬¾¾¾	4	¬¾¾¾	2 4
		H2SO4		H2SO4

(1)(4)

1.FeSO4 + H2SO4 ® Fe(HSO4)2.

2.Fe(HSO4)2 + 2KOH ® FeSO4 + K2SO4 + 2H2O.

3.2FeSO4 + 2KOH ® (FeOH)2SO4 + K2SO4.

4.(FeOH)2SO4 + H2SO4 ® 2FeSO4 + 2H2O.

1.5.Графическое изображениеформул

При составлении графических формул не учитывают характер связи в соединениях, а исходят из степени окисления атомов, входящих в состав веществ. Количество черточек, соединяющих атомы, должно совпадать с их степенями окисления. Составление графических формул позволяет глубже понять взаимосвязь между веществами, относящими-

ся к различным классам неорганических соединений.
Например:
основания: NaOH,		Ca+2(OH) ,		Al+3(OH)	3 O–2 – H+
		2
Na+1 – O–2 – H+		H – O – Ca+2 – O–2 – H+		H – O – Al+3
					O – H
кислоты: HNO3,		H2SO4,	O–2	H3PO4
	O–2	H+ – O–2		H+ – O–2
H+ – O–2 – N+5		S		H+ – O–2 – P+5 = O–2
	O–2	H+ – O–2	O–2	H+ – O–2
соли: CaSO4,		Na3PO4,		NaNO3
O–2	O	Na – O			O
Ca+2	S	Na – O – P = O		Na – O – N
O–2	O	Na – O			O
(FeOH)2SO4		O		Fe(H2PO4)2
H – O – Fe – O				O – H H – O
	S		O = P – O – Fe – O – P = O
H – O – Fe – O		O		O – H H – O

Контрольныезадания

1. Какие соединения называются оксидами? Как они классифицируются? Выбрать солеобразующие оксиды из перечня: N2O3, CaO, NO, CO, B2O3, CrO3, Fe2O3, Na2O.

14

15

2. Какие оксиды относятся к солеобразующим? Закончить следую-				13. Написать формулы оксидов, соответствующих гидроксидам:
щие уравнения химических реакций:			Cl2O + Sr(OH)2 →;	H2WO4, H2Cr2O7, H4P2O7, HBO2, Fe(OH)2, Co(OH)3, H6TeO6, H2S2O7.
Bi2O3 + H2SO4 →;		ZnO + KOH →;		14.	Какие из указанных оксидов: СаО, ТеО3, Сs2O, WO3, MnO, Cl2O,
SiO2 + NaOH →;		CaO + P2O5 →;	N2O5 + KOH →.	Cl2O7, B2O3 могут взаимодействовать с кислотами? Написать уравнения
3. Хром образует оксиды в степенях окисления +2, +3, +6. Написать				соответствующих реакций.
молекулярные и графические формулы оксидов, в составе которых хром				15. Написать уравнения реакций, характеризующих свойства окси-
имеет указанные степени окисления. Как изменяются кислотно-основ-				дов: олова (ІІ), кальция, бериллия, азота (ІІІ), цинка.
ные свойства оксидов в зависимости от степени окисления хрома? На-				16. Какие кислоты могут быть получены при взаимодействии окси-
писать уравнения реакций, характеризующих их свойства.				дов Р2О5, Cl2O, SO2, N2O3, SO3, NO2 с водой?
4. Как изменяются кислотно-основные свойства оксидов и гидро-				17. Какие из оксидов: N2O3, NO2, MgO, SO3, P2O5, Bi2O3 могут взаимо-
ксидов элементов в периоде? Составить формулы оксидов и гидрокси-				действовать с основаниями? Почему? Написать уравнения реакций их
дов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих				взаимодействия с гидроксидом кальция.
их высшей степени окисления. Проследить характер изменения свойств				18. Написать уравнения реакций, характеризующие химические свой-
этих соединений при переходе от натрия к хлору.				ства оснований. Какие из гидроксидов: Zn(OH)2, Ba(OH)2, NaOH,Al(OH)3
5. Какие из перечисленных веществ: HNO3, BaO, Cu2O, CO2, FeSO4,				могут образовывать основные соли? Ответ обосновать.
As2O5, Mn2O7, CrO3 могут прореагировать с гидроксидом кальция? На-				19. Чем определяется основность кислоты? Написать графические
писать уравнения соответствующих реакций.				формулы следующих кислот: Н3SО3, HМnO4, H3AsO4, HNO2, HPO3,
6. Написать уравнения реакций, в которых проявляется кислотный				H2WO4. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным кис-
характер оксидов: B2O3, CrO3, N2O3, Cl2O7, As2O5.				лотам. Какие из перечисленных кислот могут образовывать кислые соли?
7. Написать формулы и названия кислот, соответствующие следую-				20. Написать молекулярные и графические формулы кислот, соот-
щим кислотным оксидам: CO2, Р2О5, Mn2O7, CrO3, SiO2, V2O5, Cl2O, Cl2O7.				ветствующих оксидам: I2O5, SO2, Cl2O, CO2, WO3. Определить величину
8. Написать возможные продукты реакций:				заряда кислотного остатка в приведенных кислотах.
Са(ОН)2	+ Mn2O7 →;	Cd(OH)2 + As2O3	→; Cl2O + NaOH→;	21. Какие соединения называются солями? Как классифицируются
BaO + MnO2 →;		CO2 + NaOH →;	H2S + Bа(ОН)2 →.	соли? Составить молекулярные и графические формулы сульфата маг-
Назвать соединения, образующиеся в результате указанных реакций.				ния, фосфата кальция, гидрокарбоната цинка, силиката гидроксомагния.
9. Написать уравнения реакций, характеризующих амфотерные				22. Какие соли называются кислыми? Написать молекулярные и гра-
свойства олова, оксида сурьмы (III), оксида бериллия, гидроксида				фические формулы следующих солей: нитрат лития, сульфат железа (III),
хрома (III).				гидросульфит магния, дигидрофосфат цинка, сульфат дигидроксоалю-
10. Написать уравнения реакций, характеризующих амфотерные				миния, силикат гидроксожелеза (II).
свойства оксида олова (II), оксида хрома (III).				23. Написать молекулярные и графические формулы солей: фосфат
11. Какие из оксидов: N2O5, Al2O3, SO2, I2O5, CaO, CO2, MgO могут				кальция, нитрат алюминия, гидрокарбонат магния, гидрофосфат хрома
взаимодействовать с основаниями? Написать уравнения реакций их вза-				(III), сульфит дигидроксожелеза (III), силикат гидроксобария.
имодействия с гидроксидом бария.				24. Назвать соединения и написать их графические формулы: K2СО3,
12. Какие соединения называются основаниями? Привести уравне-				СаНРО4, KМnO4,Al(H2PO4)3, (MgOH)3PO4, SrOHNO3.
ния реакций, лежащих в основе получения оснований. Написать урав-				25. Какие соли называются основными? Написать молекулярные и
нения реакций взаимодействия следующих веществ:				графические формулы следующих солей: сульфат бария, нитрит алю-
Al(OH)3	+ SO2 →;	Ca(OH)2 + Cl2O →;	NaOH + Cl2O7 →;	миния, гидросульфит железа (III), гидрокарбонат марганца (II), фосфат
Ca(OH)2	+ N2O3 →;	CrO3 + NaOH →;	SnO2 + Ca(OH)2 →.	дигидроксоалюминия, нитрат гидроксостронция.

16

17

26. Написать уравнения реакций, которые последовательно про-						37. Привести конкретные реакции, которые могут быть отображены
текают при постепенном прибавлении: а) NaOH к раствору сульфа-						схемой: кислота → кислая соль → средняя соль → основная соль →
та цинка; б) соляной кислоты к раствору тетрагидроксоалюмината						гидроксид → оксид.
натрия.						38. Написать уравнения реакций, в результате которых можно полу-
27. Написать формулы следующих солей: ортофосфат кальция,						чить сульфат кальция, нитрат железа (II), перхлорат магния.
гидроксокарбонат меди (ІІ), гидросульфит бария, гидроксосульфат						39. В каких реакциях основные соли проявляют сходство с основани-
хрома (III), метаалюминат кальция, гидросульфид натрия, перман-						ями, со средними солями? Привести примеры соответствующих урав-
ганат калия, дигидроортофосфат цинка, метаарсенит бария, хлорат						нений реакций.
бария.						40. Написать молекулярные формулы и их графические изображе-
28. Назвать соли: Ba(NO3)2, Ba(CrO2)2, FeOHSO4, (CuOH)2CO3, Na2Cr2O7,						ния для следующих солей: дигидроортофосфат натрия, сульфат алюми-
K2H2P2O7, Ca(HCO3)2, BaSiO3, Ca2SiO4. Как их можнополучить? Написать						ния, гидросульфат цинка, нитрат дигидроксоалюминия, гидрокарбонат
по одному уравнению реакции их получения.						бария, гидросульфид железа (II), перхлорат кальция, нитрат таллия (I),
29. Написать уравнения реакций кислотно-основного взаимодей-						гидрофосфат алюминия, метаалюминат кальция.
ствия, в результате которых можно получить следующие соли: Ва3(РО4)2,
Mg(ClO4)2, Ca(NO2)2, BaCO3, Na2SiO3.
30. Составить уравнения реакций взаимодействия междукислотами
и основаниями. Написать возможные продукты реакций в зависимости
от молярного соотношения реагирующих веществ:
Н3РО4 + Са(ОН)2	→;	HNO3	+ Cr(OH)3	→;	H5IO6 + Са(ОН)2→;
Zn(OH)2 + H2SO4	→;	H2SO4	+ Al(OH)3	→;	H2SO4 + NaOH →.

31. Составить формулы средних и кислых натриевых и бариевых солей ортомышьяковистой кислоты. Как они могут быть получены? Написать уравнения соответствующих реакций.

32. Какие из указанных гидроксидов могут образовывать основные соли: Са(ОН)2,Al(OH)3, TlOH, Cu(OH)2, CsOH, Fe(OH)3? Привести приме-

ры таких солей.

33. Написать уравнения реакций превращения средних солей CuSO4, AlCl3, Zn(NO3)2, MnSO4 в основные.

34. Назвать иклассифицировать следующие соли: Fe(NO3)2, ZnOHNO3, Pb(HSO4)2, BaBr2, [Al(OH)2]2SO4, Fe(H2PO4)2, NaHS, Na2SiO3, NaAl(SO4)2.

Какие катионы и анионы образуются в водных растворах при электролитической диссоциации этих солей?

35. Написать уравнения реакций, с помощью которых основные и кислые соли: (CuOH)2SO4, Ca(HCO3)2, [Al(OH)2]2SO4, FeOHSO4 могут быть переведены в средние.

36. Какие соли называются основными? Как их можно получить, если исходными веществами являются: а) гидроксид, например Cu(OH)2; б) соль, например Cr2(SO4)3?

18

19