Высокие твёрдость и тугоплавкость,малая летучесть.

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решетках соединены между собой прочными ковалентными связями. Примером может служить алмаз - одна из модификаций углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из которых связан с четырьмя соседними:

Высокие tплавления,прочность и твёрдость,нерастворимость в жидкостях.

Кристаллические решетки, состоящие из молекул (полярных и неполярных), называются молекулярными.

Молекулы в таких решетках соединены между собой сравнительно слабыми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с молекулярной решеткой имеют малую твердость и низкие температуры плавления, нерастворимы или малорастворимы в воде, их растворы почти не проводят электрический ток. Число неорганических веществ с молекулярной решеткой невелико. римерами их являются лед, твердый оксид углерода (IV) ("сухой лед"), твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (F2, Сl2, Br2, I2, Н2, О2, N2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьми- (S8) атомными молекулами.

Решётки,где в узлах или ионы или атомы, а в промежутках-электроны(металлы)-металлические: высокие tплавления,твёрдость,металлический блеск,электропроводность.

Химические свойства металлов:

Реакции с простыми веществами

С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды.

Чтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом.

Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании.

С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды.

С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины.

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид.

С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1.

С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

С кислотами металлы реагируют по-разному. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду активности металлов (ЭРАМ) до водорода, взаимодействуют практически со всеми кислотами.

Химические свойства неметаллов:

Взаимодействие с металлами.

Взаимодействие с другими неметаллами.

Взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства.

При взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем.

Неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:

S + 3F2 = SF6.

Начиная с d-элементов III группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, элементы в низшей степени окисления образуют соединения, которые проявляют основные свойства, в высшей — кислотные, в промежуточной — амфотерные. Например: Формула соединения Характер соединения

Mn(OH)2 Основание средней силы

Mn(OH)3 Слабое основание

Mn(OH)4 Амфотерный гидроксид

H2MnO4 Сильная кислота

HMnO4 Очень сильная кислота

Для всех переходных элементов характерно образование комплексных соединений.

Билет 16

Аррениуса-Оствальда.:

Основания -- вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-анионов ОН−.

По Бренстеду-Лоури, кислоты представляют собой вещества, способные отдавать протон, а основания - вещества, присоединяющие протон. Такой подход известен как бренстедовская кислотность и основность органических соединений или протонная теория кислот и оснований (протолитическая теория): кислота протон + основание.

Основания классифицируются по ряду признаков.

По растворимости в воде.

Растворимые основания (щёлочи): гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2, гидроксид цезия CsOH, гидроксид рубидия RbOH.

Практически нерастворимые основания: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Be(OH)2.

Другие основания: NH3·H2O

По количеству гидроксильных групп в молекуле.

Однокислотные (гидроксид натрия NaOH)

Двукислотные (гидроксид меди(II) Cu(OH)2)

Трехкислотные (гидроксид железа(III) Fe(OH)3)

Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов.

По летучести.

Летучие: NH3, CH3-NH2

Нелетучие: щёлочи, нерастворимые основания.

По стабильности.

Стабильные: гидроксид натрия NaOH, гидроксид бария Ba(OH)2

Нестабильные: гидроксид аммония NH3·H2O (гидрат аммиака).

Химические св-ва:

В водных растворах основания диссоциируют, что изменяет ионное равновесие:

это изменение проявляется в цветах некоторых кислотно-основных индикаторов:

лакмус становится синим,

метилоранж — жёлтым,

фенолфталеин приобретает цвет фуксии.

При взаимодействии с кислотой происходит реакция нейтрализации и образуется соль и вода:

Примечание: реакция не идёт, если и кислота и основание слабые.

При избытке кислоты или основания реакция нейтрализации идёт не до конца и образуются кислые или осно́вные соли, соответственно:

Амфотерные основания могут реагировать с щелочами с образованием гидроксокомплексов:

Основания реагируют с кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

Основания вступают в обменные реакции (реагируют с растворами солей):

Слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются на оксид и воду:

Некоторые основания (Cu(I), Ag, Au(I)) разлагаются уже при комнатной температуре.

Основания щелочных металлов (кроме лития) при нагревании плавятся, расплавы являются электролитами.

Получение:

Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.

Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.

Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.

Также основание можно получить при взаимодействии щелочного или щелочноземельного металла с водой.

Гидроксиды щелочных металлов в промышленности получают электролизом водных растворов солей:

Некоторые основания можно получить реакциями обмена:

Основания металлов встречаются в природе в виде минералов, например: гидраргиллита Al(OH)3, брусита Mg(OH)2..

Билет 16.

Надпероксиды (гипероксиды, супероксиды) — неорганические соединения, содержащие анион О2−, например, надпероксид калия КО2. Кислородные соединения, содержащие атомы О в степени окисления −1/2.

Пероксиды -Вещества, содержащие пероксогруппу -О-О- (например, пероксид водорода Н2О2, пероксид натрия Na2O2). Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой, образуя щёлочь и пероксид водорода. В пероксидах кислород имеет степень окисления -1.

Неорганические озониды, например КО3 характеризуются наличием иона О3− в кристаллической решетке (так называемый озонидный ион).

В зависимости от химических свойств различают:

Солеобразующие оксиды:

основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;

кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;

амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO.

Химический св-ва:

Основные оксиды

1. Основный оксид + кислота → соль + вода

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Примечание: кислота ортофосфорная или сильная.

2. Сильноосновный оксид + вода → щелочь

CaO + H2O → Ca(OH)2

3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль

CaO + Mn2O7 → Ca(MnO4)2

Na2O + CO2 → Na2CO3

4. Основный оксид + водород → металл + вода

CuO + H2 → Cu + H2O

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода → кислота

SO3 + H2O → H2SO4

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль

CO2 + CaO → CaCO3

3. Кислотный оксид + основание → соль + вода

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид

SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2↑

5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1

P2O5 + 2HClO4 (безводн) → Cl2O7 + 2HPO3

Амфотерные оксиды

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)

ZnO +CaO→ CaZnO2 (при сплавлении)

Получение:

1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:

2H2 + O2 → 2H2O

2Cu + O2 → 2CuO

При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:

2Na + O2 → Na2O2

K + O2 → KO2

2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2↑

CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

3. Термическое разложение солей:

CaCO3 → CaO + CO2↑

2FeSO4 → Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑

4. Термическое разложение оснований или кислот:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O↑

4HNO3 → 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O

5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:

4FeO + O2 → 2Fe2O3

Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2↑

6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

Zn + H2O → ZnO + H2↑

7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C ( кокс) → 3CaSiO3 + 2P+5CO↑

8. Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:

Zn + 4HNO3(конц.) → Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

2KClO4 + H2SO4(конц) → K2SO4 + Cl2O7 + H2O

10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑

Билет18.

А́том — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: количество протонов определяет принадлежность атома некоторому химическому элементу, а число нейтронов — изотопу этого элемента.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы

Нукло́ны — общее название для протонов и нейтронов

Нукли́д — вид атомов, характеризующийся определённым массовым числом, атомным номером и энергетическим состоянием ядер и имеющий время жизни, достаточное для наблюдения.

Изото́пы — разновидности атомов (и ядер) одного химического элемента с разным количеством нейтронов в ядре. Название связано с тем, что изотопы находятся в одном и том же месте (в одной клетке) таблицы Менделеева. Химические свойства атома зависят практически только от строения электронной оболочки, которая, в свою очередь, определяется в основном зарядом ядра Z (то есть количеством протонов в нём) и почти не зависит от его массового числа A (то есть суммарного числа протонов Z и нейтронов N). Все изотопы одного элемента имеют одинаковый заряд ядра, отличаясь лишь числом нейтронов. Обычно изотоп обозначается символом химического элемента, к которому он относится, с добавлением верхнего левого индекса, означающего массовое число (например, 12C, 222Rn). Можно также написать название элемента с добавлением через дефис массового числа (например, углерод-12, радон-222). Некоторые изотопы имеют традиционные собственные названия (например, дейтерий, актинон).

Изоба́ры — нуклиды разных элементов, имеющие одинаковое массовое число; например, изобарами являются 40Ar, 40K, 40Ca. Хотя массовое число (т. е. число нуклонов) A = N + Z в ядрах-изобарах одинаково, числа протонов Z и нейтронов N различаются:,. Совокупность изотопов с одинаковым A, но разным Z называют изобарической цепочкой.

Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свои название и символ, которые приводятся в Периодической системе элементов Дмитрия Ивановича Менделеева.

Формой существования химических элементов в свободном виде являются простые вещества (одноэлементные).

Атомная масса химического элемента (также «средняя атомная масса», «стандартная атомная масса») является средневзвешенной атомной массой всех стабильных изотопов данного химического элемента с учётом их природной распространённости в земной коре и атмосфере. Именно эта атомная масса представлена в периодической таблице Д. И. Менделеева, её используют в стехиометрических расчётах. Атомная масса элемента с нарушенным изотопным соотношением (например, обогащённого каким-либо изотопом) отличается от стандартной. Для моноизотопных элементов (таких как иод, золото и т. п.) атомная масса элемента совпадает с атомной массой его единственного представленного в природной смеси изотопа.

Калий и аргон:

Отсюда видно, что атомная масса аргона в основном определяется тяжелым изотопом, а атомная масса калия - легким изотопом. Заряды же их ядер (чем, собственно, и определяются свойства элементов) соответствуют расположению в таблице Менделеева.

А́томная едини́ца ма́ссы (обозначение а. е. м.), она же дальто́н, — внесистемная единица массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер и элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода 12C и равна 1/12 массы этого нуклида.

Атомная, или, точнее, внутриядерная энергия, как и энергия химическая, представляет собой энергию связи. Однако если в основе химической энергии лежат электрические силы связи между электронной оболочкой и ядром атома, то атомная энергия есть проявление действия иных сил связи, существующих внутри атомного ядра. Эти внутриядерные силы, природа Которых не является электрической и до сих пор еще не до конца изучена, соединяют, связывают воедино, все внутриядерные частицы, так называемые нуклоны. Именно им обязаны своим существованием и, как правило, необыкновенной прочностью ядра атома. Не будь этих сил связи, находящиеся внутри ядра положительно заряженные протоны разлетелись бы с огромной скоростью во все стороны, вызвав этим распад, взрыв ядра.

Дефе́кт ма́ссы. В связи с различием в советской и зарубежной номенклатуре понятие дефекта масс не является однозначно определенным.

Советская номенклатура:

Дефе́кт ма́ссы — разность между массой покоя атомного ядра данного изотопа, выраженной в атомных единицах массы, и массовым числом данного изотопа. В современной науке для обозначения этой разницы пользуются термином избыток массы (англ. mass excess). Как правило, избыток массы выражается в кэВ.

Зарубежная номенклатура:

Дефе́кт ма́ссы (англ. mass defect) — разность между суммой масс покоя нуклонов, составляющих ядро данного нуклида, и массой покоя атомного ядра этого нуклида, выраженная в атомных единицах массы. Обозначается обычно .

Радиоакти́вный распа́д — спонтанное изменение состава нестабильных атомных ядер (заряда Z, массового числа A) путём испускания элементарных частиц или ядерных фрагментов. Процесс радиоактивного распада также называют радиоакти́вностью, а соответствующие элементы радиоактивными. Радиоактивными называют также вещества, содержащие радиоактивные ядра.

Естественная радиоактивность — самопроизвольный распад ядер элементов, встречающихся в природе.

Искусственная радиоактивность — самопроизвольный распад ядер элементов, полученных искусственным путем через соответствующие ядерные реакции.

Распад, сопровождающийся испусканием альфа-частиц, назвали альфа-распадом; распад, сопровождающийся испусканием бета-частиц, был назван бета-распадом (в настоящее время известно, что существуют типы бета-распада без испускания бета-частиц, однако бета-распад всегда сопровождается испусканием нейтрино или антинейтрино). Термин «гамма-распад» применяется редко; испускание ядром гамма-квантов называют обычно изомерным переходом. Гамма-излучение часто сопровождает другие типы распада.

На практике получила большее распространение другая временная характеристика — период полураспада, равная времени, в течение которого число радиоактивных атомов или скорость распада уменьшаются в 2 раза.

Термоядерная реа́кция — разновидность ядерной реакции, при которой лёгкие атомные ядра объединяются в более тяжёлые за счет кинетической энергии их теплового движения.

В общем виде уравнение радиоактивного распада может быть записано так: х -> у + а, где х - материнское ядро; у - дочернее ядро, а - прочие частицы.

Билет 19.

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

Теория вернера????

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

, где — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

 

, где — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Ступенчатый гидролиз???

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или hгидр);

α = (Сгидр/Собщ)·100 %

где Сгидр — число молей гидролизованной соли, Собщ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).

Гидролиз по анион у приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).

Кислые соли сильных кислот (гидросульфаты, дигидрофосфаты) при гидролизе дают кислую реакцию среды (с чем и связано их название). В то же время растворы кислых солей слабых кислот (гидрокарбонаты, тартраты) могут обладать нейтральной или щелочной реакцией среды.

Необратимо протекает гидролиз у карбонатов,сульфидов,галогенидов двух-,трёхвалентных металлов.

⇐ Предыдущая1234

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: