Классы неорганических соединений.

Лекции по курсу «Неорганическая химия», «Химия».

Часа

Лекция №1

Основные стехиометрическне законы химии.

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматри­ваются массовые или объемные соотношения между реаги­рующими веществами. Исключительное значение для разви­тия химии имеют следующие стехиометрические законы.

1)Закон сохранения массы веществ (М.В.Ломоносов, 1748
— 1756 гг.; А.Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе ве­ществ, получившихся в результате реакции.

Закон сохранения массы не выполняется в ядерных реакци­ ях.

2)Закон постоянства состава (Ж.Л.Пруст, 1801 г.).
Каждое чистое соединение независимо от способа его полу­чения всегда имеет один и тот же состав.

3)Закон кратных отношений (Дж.Дальтон, 1803 г.).

Если два элемента могут образовывать между собой несколько соединений, то массовые доли любого из элементов в этих соединениях относятся друг к другу как небольшие це­лые числа.

4)ЗаконЛвогддро (А.,Авогцщ>о₁1.8.11т.),

В равных объемах различных газов при одинаковых тем­пературе и давлении содержится одно и то же число молекул.

Отсюда следует, что объемы газов прямо пропорциональны их количествам:

где V—, объем, v—количество вещества в молях (см. ниже).

Важным следствием из закона Авогадро является утверж­дение: при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы.

В частности, при нормальных условиях (н.у.) — при темпе­ратуре Т = 273 К (О °С) и давлении Р = 101,325 кПа (1 атм . или 760 мм рт.ст.) — любой газ, количество которого равно I моль, занимает объем 22,4 л. Этот объем называется моляр­ным объемом газа при н.у

Установление стехиометрических законов позволило при­писать атомам химических: элементов строго определенную массу. Значения-масс атомов, выраженные в стандартных единицах массы (абсолютная атомная масса т_А), очень; ма­лы, поэтому применять их в повседневной практике неудобно. Например, масса атома углерода равна:

Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы дру­гих атомов, а также молекул (абсолютная молекулярная масса обозначается т_м), например, масса молекулы воды составляет

Поэтому для удобства введено понятие об относительной массе атомов и молекул.

Относительной атомной массой элемента называют от­ ношение абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа углерода ¹²С. Обозначают относитель­ную атомную массу элемента символом А,, где г — начальная буква английского слова relative (относительный).

Относительной молекулярной массой М_г называют отно шение абсолютной массы атома изотопа углерода ^/2С. Относительные массы по определений являются безразмерными, величинами. .

 

Основные понятия химии.

Химическое уравнение — запись химической реакции с по­мощью формул реагентов и продуктов с указанием их отно­сительных количеств (в молях). Числа перед химическими формулами, которые указывают относительные количества веществ, называются стехиометрическими коэффициентами. В химическом уравнении число атомов каждого элемента в левой и правой частях одинаково.

Химическим элементом называется вид атомов с одинаковым положи­тельным зарядом ядра. Сведения о химических элементах представлены в периодической системе.

Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Молекула - наименьшая частица данного вещества, обладающая его свойствами. Молекула состоит из атомов (вода, углекислый газ, метан).

Простое вещество - семейство одинаковых атомов (например, Fe, 62, Оз).

Сложное вещество - семейство разнородных атомов (например, НгО, NaCl, H2SO4).

Относительная атомная (молекулярная) масса - отношение средней массы атома (молекулы) естественного изотопического состава элемента (вещества) к 1/12 массы атома углерода ¹²С. Первая обозначается Аг; ее значения приведены в периодической системе. Вторая обозначается Mr; она численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Аг и Mr выражаются в атомных единицах массы (а.е.м.). Так, Мг(ШО) = 2ААИ) + Аг(О) = 2-1,00797 + 115,9994= 18,01534 « 18 а.е.м.

Моль - количество вещества, содержащее столько структурных еди­ниц, (молекул, атомов ионов и др.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С. В моле любого вещества содержится одинако­вое число частиц, равное 6,022-10²³, которое называется постоянной Авогадро и обозначается Na. Связь между числом частиц N (атомов, молекул и др.), находящихся в заданном количестве вещества п, и Na выражается формулой: N = п-Na.

Молярная масса - масса одного моля вещества. Обозначается симво­лом М и выражается в кг/моль (г/моль) . Численно она совпадает с от­носительной молекулярной массой вещества, если имеет размерность г/моль. Связь между массой вещества т, количеством вещества п и его молярной массой М выражается формулой: m = n-M.

Степень окисления - условный заряд атома в соединении, вычислен­ный на основании предположения, что соединение состоит из ионов, а I сумма положительных и отрицательных зарядов всех атомов равна нулю (соединение является электронейтральньм). Для правильного определе­ния степени окисления того или иного атома в соединении необходимо знать: а) в молекулах простых веществ степени окисления атомов равны | нулю; б) фтор во всех соединениях имеет степень окисления (-1);

Классы неорганических соединений.

…………..

 

Солеобраэующие оксиды принято делить на три группы: основные, амфотерные, кислотные.

К основным относятся оксиды типичных металлов, им со­ответствуют гидроксиды, обладающие свойствами основа­ний.

Получение основных оксидов. .

1. Окисление металлов, например:

3. Разложение гидроксидов тяжелых металлов:

Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении дают пероксиды. 2. Обжиг сульфидов, например:

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот. Этот способ особенно легко осуществляется для нитратов и кар­бонатов:

Свойства основных оксидов. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами (см задачу 1), с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:        

Основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции (ОВР), например:

 

Идеально амфотерным оксидом является вода НгО, что ярко проявляется при гидролизе солей (см. § 7.6).

Свойства кислотных оксидов. Кислотные оксиды — окси­ды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

Большинство кислотных оксидов взаимодействует с водой с образованием кислот, например:

Наряду с современной номенклатурой для кислотных ок­сидов используется старинная система названий как ангидри­дов кислот— продуктов отщепления воды от соответствую­щих кислот: SO3—ангидрид серной кислоты, СОг — ангидрид угольной кислоты, Р2О5 является ангидридом трех кислот (ме/мафосфорной, о/дашфосфорной и иирофосфорной).

Кислотные оксиды могут вступать в ОВР, например:

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами (см. выше), со щелочами:

Амфотерные оксиды способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, например:

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия AI2O3, оксид хрома (III) СГгОз, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) РвгОз.

 Основания (гидроксиды металлов)

Определение оснований с точки зрения теории диссоциа­ции дано в § 5.3. По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окис­ления: КОН — гидроксид калия, Sr(OH)2 — гидроксид строн­ция, Сг(ОН)г — гидроксид хрома (II).

Свойствами оснований, однако, обладают не только гид­роксиды — см. §.7.4.

. Гидроксиды металлов делят на две группы; растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными ме­таллами) и нерастворимые в воде.

Щелочи в технике получают электролизом водных рас­творов хлоридо*з:

Получение оснований. Нерастворимые основания обычно получают реакцией обмена:

В лаборатории щелочи получают взаимодействием соответ­ствующих металлов или их оксидов с водой.

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием ок­сидов (см. выше).

Особенно отметим способность растворов щелочен реаги­ровать с некоторыми неметаллами:

Самом типичной реакцией оснований является реакция нейтрализации с кислотами. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

КИСЛОТЫ

Определение кислот с точки зрения теории диссоциации было дано ранее (см. § 5.3). Дальнейшее развитие химии уточнило и дополнило определения кислот и оснований.

Согласно протонной теории, предложенной И.Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной ре­акции протоны, а основанием — вещество, способное прини­ мать протоны. Любая реакция отщепления протона выра­жается уравнением кислота -> основание + Н⁺.

Такие определения объясняют, например, основные свойства аммиака, который за счет недоделанной пары элек­тронов атома азота принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя ион аммония (см. § 3.2).

Еще более общее определение кислот и оснований дано Г.Льюисом, предположившим, что кислотно-основные вза­имодействия необязательно происходят с переносом протона. В таких взаимодействиях по Льюису основная роль отводит­ся участию электронных пар. .

. Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кисло- томи Льюиса.    

. Так, например, фторид алюминия AIF3— кислота, спо­собная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:

Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса, В только что рассмотренном примере аммиак является осно­ванием.

В табл. 7.1 сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время.

Таблица 7.1. Сопоставление определений кислот и оснований

 

 

Класс веществ	Определения кислот и оснований
	поАррениусу	по Бренстеду- Лоури	по Льюису
Кислоты ; -	Отдают Н*	Отдают Н+	Принимают элек­тронные пары
Основания	Отдают ОН" ,	Принимают Н*	Отдают электрон­ные пары

Номенклатура кислот. Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны. Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окон­чаний -пая, -вая, если степень окисления неметалла равна но­меру группы. По мере понижения степени окисления суффик­сы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, - оватистая :

Получение кислот. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом, например HCI, НВг, НгЗ и др.

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой (см. выше).

Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и други­ми кислотами.

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличи­ем в их растворах иона Н⁺ и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может вступать в окислительно-восстановительные реакции, но может вступать и в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водо­рода, например:

К кислотно-основному типу относятся реакции с основ­ными оксидами и основаниями (см. выше).

Специфические свойства кислот связаны, в первую оче­редь, с их ОВР. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться, например:

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления

 

проявляют свойства сильных окислителей

 

Соли

Определение солей с точки зрения теории диссоциации см. в § 5.3. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствую­щей кислоты замещены на катионы, в кислых солях они заме­щены только частично, в основных солях группы ОН соответ­ствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

^Существуют также и другие типы солей, например двой­ ные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион: СаСО₃ • МдСО₃ (доломит), KAI(SO₄)2 (алюмокалиевые квасцы), или смешанные соли, э которых содержится один ка тион и два разных аниона: CaOCfe.

Соли представляют собой ионные соединения, и их назва­ния строятся по названиям катионов и анионов. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс -ид, например хлорид натрия NaCI, сульфид железа (II)FeSnflp.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется оконча­ние - am для высших степеней окисления, -ит для более низ­ких (для некоторых кислот используется приставка гипо - для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-): карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (HI) Fe₂(SO4)3, гипохлорит калия KOCI, хлорит калия КСЮг, хлорат калия КСЮз, перхлорат калия КСЮ^, перманганат калия KMnCXj, дихромат калия К2СГ2О7.

 

При химических реакциях солей проявляются особенности, как их катионов, так и анионов. Ионы металлов, находя­щиеся в растворах, могут вступать в реакции с анионами с образованием нерастворимых соединений или же в ОВР:

С другой стороны, анионы, входящие в состав солей, мо­гут соединяться с катионами с образованием осадков или участвовать в ОВР:

Кислые и основные соли. По международной номенклату­ре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обознача­ется приставкой гидро -, а группа ОН — приставкой гидрокси -: NaHS — гидросульфид натрия, А1(ОН)С1 — дигидроксихло-рид алюминия.

---

Дата добавления: 2020-11-29; просмотров: 78; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

---

---

Мы поможем в написании ваших работ!