3)Основные законы химии
Закон сохранения массы: в результате химических превращений сумма масс веществ к реакции и сумма масс веществ после реакции одинакова.
Закон сохранения энергии: никакая энергия не исчезает и не возникает, а только одни ее виды переходят в другие.
Закон постоянства состава: каждое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способов ее получения. Вещества, которые получены разными способами, но которые имеют тот же качественный и количественный состав, имеют одинаковые химические понятия свойства.
Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного элемента, которые приходятся на ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
Закон объемных отношений: объемы взаимодействующих газообразных веществ относятся между собой и к объемам продуктов реакции, как небольшие целые числа.
Закон Авогадро (в 1811 г.): в ровных объемах разных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число частей (молекул, атомов, ионов).
Последствия: 1. Моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л.
2. Моль любого газа при нормальных условиях содержит 6,02 - 1023 частей (стала Авогадро NА).
Закон эквивалентов: 1. химические элементы сообщаются друг с другом, а вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах. 2. Массы (объемы) веществ, которые реагируют, пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов.
Классы неорганических соединений
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут раскладываться с образованием других веществ.
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, потому что есть простые вещества (иногда их выделяют в отдельный класс металлоидов), которые обнаруживают двойственные свойства.
Сложные вещества (химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов разных химических элементов). В химических реакциях раскладываются с образованием нескольких других веществ.
Оксиды - вещества, которые состоят из двух элементов, один из которых Оксиген со степенью окисающего - 2. В этих соединениях все атомы Оксигену непосредственно связаны с атомами более электроположительных элементов, а соотношение компонентов отвечает правилам валентности.
По химическим свойствам оксиды разделяют на три группы: основные, кислотные, амфотерні.
Оксиды
Несолетворные (безразличные или индифферентные) CO, N2O, NO
Солетворные Основные - оксиды металлов, в которых последние обнаруживают небольшую степень окисающего 1, 2 (им отвечают основы) : Na2O; MgО; CuО
Амфотерные - оксиды, которые в зависимости от условий обнаруживают и основные, и кислотные свойства, : ZnО; Al2O3; Cr2O3
Кислотные - оксиды неметаллов и металлов со степенью окисающего от 5 до 7, (им отвечают кислоты) : SO2; SO3; P2O5; Mn2O7
Получение
1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом: 4P 5O2 →2P2O5; CH4 2O2 → CO2 2H2O
2. Разложение некоторых оксигеносодержащих веществ (основ, кислот, солей) при нагревании:
Cu(OH) 2 - t°→ CuO H2O; (CuOH) 2CO3 - t°→ 2CuO CO2 H2O; 2Pb(NO3) 2 - t°→ 2Pb 4NO2 O2
Кислоты - сложные вещества, которые состоят из атомов Гидрогену и кислотного остатка.
Классификация 1. За составом: безоксигеновые и оксигеносодержащие.
2. За количеством атомов Гидрогену, способных замещаться на металл: одно-, дво-, трехосновные.
Получение
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для оксигеносодержащих кислот) :
SO3 H2O → H2SO4; P2O5 3H2O → 2H3PO4.
2. Взаимодействие водорода с неметаллом и следующим растворением полученного продукта в воде (для безоксигеновых кислот) : H2 Cl2 → 2HCl; H2 S → H2S.
3. Реакциями обмена соли с кислотой: Ba(NO3) 2 H2SO4 → BaSO4↓ 2HNO3 Na2SiО3 2HCl → H2SiО3↓ 2NaCl 2NaCl(тв.) H2SO4(конц.) - t°® Na2SO4 2HCl↑
Химические свойства
1. Взаимодействие с основами (реакция нейтрализации): H2SO4 2KOH → K2SO4 2H2O
2. Взаимодействие с основными оксидами: CuO 2HNO3 - t°→ Cu(NO3) 2 H2O
3. Взаимодействие с металлами, которые стоят в ряде напряжений к Гидрогену, : Zn 2HCl → ZnCl2 H2↑;
4. Взаимодействие с солями с образованием газа или осадка :
H2SO4 BaCl2 → BaSO4↓ 2HCl 2HCl K2CO3 → 2KCl H2O CO2↑
Основы - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидрооксидными группами.
Получение
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na 2H2O → 2NaOH H2↑ Ca 2H2O → Ca(OH) 2 H2↑
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой: BaO H2O → Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей 2NaCl 2H2O → 2NaOH H2↑ Cl2↑
Амфотерные - гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Гидрогену Н, и ионы гидроксида ОН-. Примером могут быть Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Cr(OH) 3, Be(OH) 2, Ge(OH) 2, Sn(OH) 4, Pb(OH) 2, и тому подобное. Al3 3OH - = Al(OH) 3 H2O Al(OH) 3 =[Al(OH) 4]- H
где [Al(OH) 4]- - гидрооксокомплекс алюминию, который может также существовать в виде [Al(OH) 4(H2O) 2]-.
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. С точки зрения теории химии и электролитической диссоциации соли - электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов (или группу NH4 ) и анионы кислотных остатков. Например: NaCl = Na Cl-.
Средние соли (нормальные) - продукты полного замещения атомов Гидрогену в кислотах на атомы металла, или гидрооксидных групп в основах на кислотные остатки. При диссоциации дают только катионы металла (NH4 ли ) : Na2SO4 ⇄ 2Na SO42 -
Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:
1. металлу с неметаллом: 2Na Cl2 → 2NaCl;
2. металлу с кислотой: Zn 2HCl → ZnCl2 H2↑;
3. металлу с раствором соли менее активного металла : Fe CuSO4 → FeSO4 Cu;
4. основного оксида с кислотным оксидом: MgO CO2 → MgCO3;
5. основного оксида с кислотой: CuO H2SO4 - t°→ CuSO4 H2O;
6. основы с кислотным оксидом: Ba(OH) 2 CO2 → BaCO3↓ H2O;
7. основы с кислотой: Ca(OH) 2 2HCl → CaCl2 2H2O;
8. соли с кислотой: MgCO3 2HCl → MgCl2 H2O CO2↑;
9. раствору основы с раствором соли : Ba(OH) 2 Na2SO4 → 2NaOH BaSO4↓;
10. растворов двух солей : 3CaCl2 2Na3PO4 → Ca3(PO4) 2↓ 6NaCl
Химические свойства
1. Термическое разложение: CaCO3 → CaO CO2↑ 2Cu(NO3) 2 → 2CuO 4NO2↑ O2↑
2. Обменные реакции с кислотами, основами и другими солями :
AgNO3 HCl → AgCl↓ HNO3 Fe(NO3) 3 3NaOH → Fe(OH) 3↓ 3NaNO3
3. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.
2KMnO4 16HCl → 2MnCl2 2KCl 5Cl2↑ 8H2O
Кислые соли (гидрогонсоли) образуются в результате неполного замещения атомов Гидрогену многоосновных кислот на атомы металла, например, NaHCO3, KH2PO4, KНSO4. При диссоциации дают катионы металлу (NH4 ), ионы Гидрогену и анионы кислотного остатка :
NaHCO3 ⇄ Na HCO3 - ⇄ Na H CO32 -; KH2PO4 ⇄ K H2PO4-.
Получение
1. Взаимодействие кислоты с недостачей основы: KOH H2SO4 → KHSO4 H2O
2. Взаимодействие основы с излишком кислотного оксида: Ca(OH) 2 2CO2 → Ca(HCO3) 2
3. Взаимодействие средней соли с кислотой: Ca3(PO4) 2 4H3PO4 → 3Ca(H2PO4) 2
Химические свойства
1. Термическое разложение с образованием средней соли: Ca(HCO3) 2 → CaCO3↓ CO2↑ H2O
2. Взаимодействие с лугом, получение средней соли: Ba(HCO3) 2 Ba(OH) 2 → 2BaCO3↓ 2H2O
Основные соли (гидроксосоли) образуются в результате неполного замещения гидроксогрупп многокислотных основ кислотными остатками, например, Bi(OH) 2Cl. К ним принадлежат и оксосоли, например, BiOCl, образованные дегидратацией гидроксосолей. При диссоциации дают катионы металлу, ионы гидроксида и анионы кислотного остатка :
Примеры диссоциации основных солей : MgOHCl ⇄ MgOH Cl -; AlOHSO4 ⇄ AlOH2 SO42-.Получение
1. Гидролиз солей, образованных слабой основой и сильной кислотой, : ZnCl2 H2O→[Zn(OH)]Cl HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств лугов к растворам средних солей металлов :
AlCl3 2NaOH →[Al(OH) 2]Cl 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl2 2Na2CO3 H2O →[Mg(OH)]2CO3↓ CO2 4NaCl
Химические свойства
1. Термическое разложение: [Cu(OH)]2CO3(малахит) ® 2Cu CO2↑ H2O
2. Взаимодействие с кислотой с образованием средней соли: Sn(OH) Cl HCl = SnCl2 H2O
Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы: [Ag(NH3) 2]Br ⇄[Ag(NH3) 2] Br -
Имея основные понятия о классах неорганических соединений, студент должен уметь изображать их графические формулы, складывать уравнение реакций, которые могут проходить между соединениями, знать способы получения тех или других соединений и методы превращения одних веществ в другие.