Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"
![](/books_files/covers/thumbs_240/himiya-polnyy-spravochnik-dlya-podgotovki-k-ege-21151.jpg)
Автор книги: Ростислав Лидин
Жанр: Химия, Наука и Образование
сообщить о неприемлемом содержимом
Текущая страница: 1 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 4 страниц]
Р. А. Лидин
Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ
Предисловие
Справочник включает весь теоретический материал школьного курса химии, необходимый для сдачи ЕГЭ, – итоговой аттестации учащихся. Этот материал распределен по 14 разделам, содержание которых соответствует темам, проверяемым на ЕГЭ, – четырем содержательным блокам: «Химический элемент», «Вещество», «Химическая реакция», «Познание и применение веществ и химических реакций». К каждому разделу даны тренировочные задания из частей А и В – с выбором ответа и кратким ответом. Раздел 15 полностью посвящен решению расчетных задач, включенных в экзаменационную часть С.
Тестовые задания составлены таким образом, что, отвечая на них, учащийся сможет более рационально повторить основные положения школьного курса химии.
В конце пособия приводятся ответы к тестам, которые помогут школьникам и абитуриентам проверить себя и восполнить имеющиеся пробелы.
Для удобства работы с данным справочником приведена таблица, где указано соответствие между тематикой экзамена и разделами книги.
Пособие адресовано старшим школьникам, абитуриентам и учителям.
![](i_001.png)
![](i_002.png)
![](i_003.png)
![](i_004.png)
![](i_005.png)
![](i_006.png)
![](i_007.png)
1. Распространенные элементы. строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали
Химический элемент– определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной атомной массой.
В табл. 1 перечислены распространенные химические элементы, приведены символы, которыми они обозначаются (в скобках – произношение), порядковые номера, относительные атомные массы, характерные степени окисления.
Нулевая степень окисления элемента в его простом веществе (веществах) в таблице не указана.
![](i_008.png)
![](i_009.png)
![](i_010.png)
Все атомы одного элемента имеют одно и то же число протонов в ядре и число электронов в оболочке. Так, в атоме элемента водород Н находится 1р+ в ядре и на периферии 1е-; в атоме элемента кислород О находится 8р+ в ядре и 8е- в оболочке; атом элемента алюминий Аl содержит 13р+ в ядре и 13е- в оболочке.
Атомы одного элемента могут различаться числом нейтронов в ядре, такие атомы называются изотопами. Так, у элемента водород Н три изотопа: водород-1 (специальное название и символ протий 1H) с 1 р+ в ядре и 1е- в оболочке; водород-2 (дейтерий 2Н, или D) с 1р+ и 1п0 в ядре и 1е- в оболочке; водород-3 (тритий 3Н, или Т) с 1р+ и 2п0 в ядре и 1е- в оболочке. В символах 1Н, 2Н и 3Н верхний индекс указывает массовое число– сумму чисел протонов и нейтронов в ядре. Другие примеры:
![](i_011.png)
Электронную формулу атома любого химического элемента в соответствии с его расположением в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева можно определить по табл. 2.
![](i_012.png)
![](i_013.png)
Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни (1, 2, 3-й и т. д.), уровни делятся на подуровни (обозначаются буквами s, р, d, f). Подуровни состоят из атомных орбиталей – областей пространства, где вероятно пребывание электронов. Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1-го уровня s-подуровня), 2s, 2р, 3s, 3р, 3d, 4s… Число орбиталей в подуровнях:
![](i_014.png)
Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:
1) принцип минимума энергии
Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.
Последовательность нарастания энергии подуровней:
1s < 2c < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s…
2) правило запрета (принцип Паули)
В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.
Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона — электронной парой:
![](i_015.png)
3) принцип максимальной мультиплетности (правило Хунда)
В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.
Каждый электрон имеет свою собственную характеристику – спин (условно изображается стрелкой вверх или вниз). Спины электронов складываются как вектора, сумма спинов данного числа электронов на подуровне должна быть максимальной (мультиплетность):
![](i_016.png)
Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей атомов элементов от Н (Z = 1) до Kr (Z = 36) показано на энергетической диаграмме (номера отвечают последовательности заполнения и совпадают с порядковыми номерами элементов):
![](i_017.png)
Из заполненных энергетических диаграмм выводятся электронные формулы атомов элементов. Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы (например, 3d5 – это 5 электронов на Зd-подуровне); вначале идут электроны 1-го уровня, затем 2-го, 3-го и т. д. Формулы могут быть полными и краткими, последние содержат в скобках символ соответствующего благородного газа, чем передается его формула, и, сверх того, начиная с Zn, заполненный внутренний d-подуровень. Примеры:
1H = 1s1
2Не = 1s2
3Li = 1s22s1 = [2He]2s1
8O = 1s22s22p4 = [2He]2s22p4
13Al = 1s22s22p63s23p1 = [10Ne]3s23p1
17Cl = 1s22s22p63s23p5 = [10Ne]3s23p5
2OСа = 1s22s22p63s23p4s2 = [18Ar]4s2
21Sc = 1s22s22p63s23p63d14s2 = [18Ar]3d14s2
25Mn = 1s22s22p63s23p63d54s2 = [18Ar]3d54s2
26Fe = 1s22s22p63s23p63d64s2 = [18Ar]3d64s2
3OZn = 1s22s22p63s23p63d104s2 = [18Ar, 3d10]4s2
33As = 1s22s22p63s23p63d104s24p3 = [18Ar, 3d10]4s24p3
36Kr = 1s22s22p63s23p63d104s24p6 = [18Ar, 3d10]4s24p6
Электроны, вынесенные за скобки, называются валентными. Именно они принимают участие в образовании химических связей.
Исключение составляют:
24Cr = 1s22s22p63s23p63d54s1 = [18Аr]Зd54s1 (а не 3d44s2!),
29Cu = 1s22s22p63s23p63d104s1 = [18Ar]3d104s1 (а не 3d94s2!).
Примеры заданий части А
1. Название, не относящееся к изотопам водорода, – это
1) дейтерий
2) оксоний
3) протий
4) тритий
2. Формула валентных подуровней атома металла – это
1) 4s24p4
2) 3d54s2
3) 2s22p1
4) 3s23p6
3. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома железа равно
1) 2
2) 3
3) 4
4) 8
4. В возбужденном состоянии атома алюминия число неспаренных электронов равно
1) 1
2) 2
3) 3
4) 4
5. Электронная формула [Ar]3d94s0 отвечает катиону
1) Ti2+
2) Cu2+
3) Cr2+
4) Zn2+
6. Электронная формула аниона Э2- [Ne] 3s23p6 отвечает элементу
1) аргон
2) хлор
3) сера
4) фосфор
7. Суммарное число электронов в катионе Mg2+ и анионе F- равно
1) 9
2) 10
3) 20
4) 21
2. Периодический закон. Периодическая система. Электроотрицательность. Степени окисления
Современная формулировка Периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым в 1869 г.:
Свойства элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера.
Периодически повторяющийся характер изменения состава электронной оболочки атомов элементов объясняет периодическое изменение свойств элементов при движении по периодам и группам Периодической системы.
![](i_018.png)
Проследим, например, изменение высших и низших степеней окисления у элементов IA – VIIA-групп во втором – четвертом периодах по табл. 3.
Положительные степени окисления проявляют все элементы, за исключением фтора. Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне (за исключением кислорода). Эти степени окисления называют высшими степенями окисления. Например, высшая степень окисления фосфора Р равна +V.
![](i_019.png)
Отрицательные степени окисления проявляют элементы, начиная с углерода С, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до восьми. Эти степени окисления называют низшими степенями окисления. Например, у атома фосфора Р на последнем энергетическом уровне недостает трех электронов до восьми, значит, низшая степень окисления фосфора Р равна – III.
Значения высших и низших степеней окисления повторяются периодически, совпадая по группам; например, в IVA-группе углерод С, кремний Si и германий Ge имеют высшую степень окисления +IV, а низшую степень окисления – IV.
Эта периодичность изменения степеней окисления отражается на периодическом изменении состава и свойств химических соединений элементов.
Аналогично прослеживается периодическое изменение электроотрицательности элементов в 1—6-м периодах IA– VIIA-групп (табл. 4).
В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо).
![](i_020.png)
В каждой группе Периодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз). Фтор F обладает наивысшей, а цезий Cs – наинизшей электроотрицательностью среди элементов 1—6-го периодов.
У типичных неметаллов – высокая электроотрицательность, а у типичных металлов – низкая.
Примеры заданий частей А, В
1. В 4-м периоде число элементов равно
1) 2
2) 8
3) 18
4) 32
2. Металлические свойства элементов 3-го периода от Na до Сl
1) силиваются
2) ослабевают
3) не изменяются
4) не знаю
3. Неметаллические свойства галогенов с увеличением порядкового номера
1) возрастают
2) понижаются
3) остаются без изменений
4) не знаю
4. В ряду элементов Zn – Hg – Со – Cd один элемент, не входящий в группу, – это
1) Са
2) Cs
3) Cd
4) Со
5. Металлические свойства элементов повышаются по ряду
1) In – Ga – Al
2) К – Rb – Sr
3) Ge – Ga – Tl
4) Li – Be – Mg
6. Неметаллические свойства в ряду элементов Аl – Si – С – N
1) увеличиваются
2) уменьшаются
3) не изменяются
4) не знаю
7. В ряду элементов О – S – Se – Те размеры (радиусы) атома
1) уменьшаются
2) увеличиваются
3) не изменяются
4) не знаю
8. В ряду элементов Р – Si – Аl – Mg размеры (радиусы) атома
1) уменьшаются
2) увеличиваются
3) не изменяются
4) не знаю
9. Для фосфора элемент с меньшей электроотрицательностью – это
1) N
2) S
3) Сl
4) Mg
10. Молекула, в которой электронная плотность смещена к атому фосфора, – это
1) PF3
2) РН3
3) P2S3
4) Р2O3
11. Высшая степень окисления элементов проявляется в наборе оксидов и фторидов
1) СlO2, РСl5, SeCl4, SO3
2) PCl, Аl2O3, КСl, СО
3) SeO3, ВСl3, N2O5, СаСl2
4) AsCl5, SeO2, SCl2, Cl2O7
12. Низшая степень окисления элементов – в их водородных соединениях и фторидах набора
1) ClF3, NH3, NaH, OF2
2) H3S+, NH+, SiH4, H2Se
3) CH4, BF4, H3O+, PF3
4) PH3, NF+, HF2, CF4
13. Валентность для многовалентного атома одинакова в ряду соединений
1) SiH4 – AsH3 – CF4
2) РН3 – BF3 – ClF3
3) AsF3 – SiCl4 – IF7
4) H2O – BClg – NF3
14. Укажите соответствие между формулой вещества или иона и степенью окисления углерода в них
![](i_021.png)
3. Молекулы. Химическая связь. Строение веществ
Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами (реальными или условными формульными единицами многоатомных веществ). Атомы в молекулах химически связаны.
Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:
H – H (связь между двумя атомами водорода);
H3N – Н+ (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода);
(К+) – (I-) (связь между катионом калия и иодид-ионом).
Химическая связь образуется парой электронов (•), которая в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:
![](i_022.png)
Химическая связь называется ковалентной, если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.
В молекуле F2 оба атома фтора имеют одинаковую электроотрицательность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполярной, так как у каждого атома фтора электронная плотность одинакова и в электронной формуле молекулы может быть условно разделена между ними поровну:
![](i_023.png)
В молекуле хлороводорода НСl химическая связь уже полярная, так как электронная плотность на атоме хлора (элемента с большей электроотрицательностью) значительно выше, чем на атоме водорода:
![](i_024.png)
Ковалентная связь, например Н – Н, может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов:
H · + · H → H – H
или
H ∙ ∙ H
Такой механизм образования связи называется обменным или равноценным.
По другому механизму та же ковалентная связь H – H возникает при обобществлении электронной пары гидрид-иона H катионом водорода Н+:
H+ + (:H)- → H – H
или
H ∙ ∙ H
Катион Н+ в этом случае называют акцептором, а анион Н – донором электронной пары. Механизм образования ковалентной связи при этом будет донорно-акцепторным, или координационным.
Одинарные связи (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) называются а-связями, они определяют геометрическую форму молекул.
Двойные и тройные связи (
) содержат одну σ-составляющую и одну или две π-составляющие; σ-составляющая, являющаяся основной и условно образующаяся первой, всегда прочнее π-составляющих.
Физическими (реально измеряемыми) характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и полярность.
Энергия химической связи (Есв) – это теплота, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда слабее, чем кратная (двойная, тройная).
Длина химической связи (lсв) – межъядерное расстояние. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда длиннее, чем кратная.
Полярность связи измеряется электрическим дипольным моментом р – произведением реального электрического заряда (на атомах данной связи) на длину диполя (т. е. длину связи). Чем больше дипольный момент, тем выше полярность связи. Реальные электрические заряды на атомах в ковалентной связи всегда меньше по значению, чем степени окисления элементов, но совпадают по знаку; например, для связи H+I—Cl-I реальные заряды равны Н+0'17—Сl-0'17 (двухполюсная частица, или диполь).
Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.
Неполярными (р = O) будут:
а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;
б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.
Например, молекулы СО2, BF3 и СН4 имеют следующие направления равных (по длине) векторов связей:
![](i_027.png)
При сложении векторов связей их сумма всегда обращается в нуль, и молекулы в целом неполярны, хотя и содержат полярные связи.
Полярными (р > O) будут:
а) двухатомные молекулы сложных веществ, так как они содержат только полярные связи;
б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их строение асимметрично, т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул NH3, Н2О, HNО3 и HCN.
Сложные ионы, например NH4+, SO42- и NO3-, не могут быть диполями в принципе, они несут только один (положительный или отрицательный) заряд.
Ионная связь возникает при электростатическом притяжении катионов и анионов почти без обобществления пары электронов, например между К+ и I-. У атома калия – недостаток электронной плотности, у атома иода – избыток. Такую связь считают предельным случаем ковалентной связи, поскольку пара электронов находится практически во владении у аниона. Такая связь наиболее характерна для соединений типичных металлов и неметаллов (CsF, NaBr, CaO, K2S, Li3N) и веществ класса солей (NaNО3, K2SО4, СаСО3). Все эти соединения при комнатных условиях представляют собой кристаллические вещества, которые объединяют общим названием ионные кристаллы (кристаллы, построенные из катионов и анионов).
Известен еще один вид связи, называемой металлической связью, в которой валентные электроны так непрочно удерживаются атомами металлов, что фактически не принадлежат конкретным атомам.
Атомы металлов, оставшиеся без четко принадлежащих им внешних электронов, становятся как бы положительными ионами. Они образуют металлическую кристаллическую решетку. Совокупность обобществленных валентных электронов (электронный газ) удерживает положительные ионы металла вместе и в определенных узлах решетки.
Помимо ионных и металлических кристаллов существуют еще атомные и молекулярные кристаллические вещества, в узлах решеток которых находятся атомы или молекулы соответственно. Примеры: алмаз и графит – кристаллы с атомной решеткой, иод I2 и диоксид углерода СO2 (сухой лед) – кристаллы с молекулярной решеткой.
Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами, например для жидкого HF, воды Н2O и смеси H2O + NH3:
![](i_028.png)
Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов – F, О, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н2O и NH3, но их нет в HCl, H2S и РН3.
Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, например при плавлении льда и кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления (табл. 5) и кипения веществ с водородными связями
![](i_029.png)
(например, HF и Н2O) оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей (например, HCl и H2S соответственно).
Многие органические соединения также образуют водородные связи; важную роль водородная связь играет в биологических процессах.
Примеры заданий части А
1. Вещества только с ковалентными связями – это
1) SiH4, Сl2O, СаВr2
2) NF3, NH4Cl, P2O5
3) CH4, HNO3, Na(CH3O)
4) CCl2O, I2, N2O
2–4. Ковалентная связь
2. одинарная
3. двойная
4. тройная
присутствует в веществе
1) КСl
2) N2
3) S2
4) H2S
5. Кратные связи имеются в молекулах
1) HCOOH
2) ССl4
3) С3Н8
4) С3Н4
6. Частицы, называемые радикалами, – это
1) SO2
2) СlO2
3) С2Н6
4) С2Н5
7. Одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму в наборе ионов
1) SO42-, NH4+
2) H3O+, NH4+
3) PO43-, NO3-
4) PH4+, SO32-
8. Наиболее прочная и короткая связь – в молекуле
1) Н2O
2) H2S
3) HF
4) PH3
9. Вещества только с ионными связями – в наборе
1) HCl, КСl
2) NH4Cl, SiCl4
3) NaF, CsCl
4) Nal, P2O5
10–13. Кристаллическая решетка вещества
10. Si
11. H2SO4
12. Cr
13. Ва(ОН)2
1) металлическая
2) ионная
3) атомная
4) молекулярная
4. Классификация и взаимосвязь неорганических веществ
Классификация неорганических веществ базируется на химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нем и в каком числовом отношении для их атомов.
Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом в периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие одновременно в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIA-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Хе и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы Не, Ne, Ar химически инертны).
Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в табл. 6.
Ниже приводятся определения (дефиниции) классов неорганических веществ, их важнейшие химические свойства и способы получения.
Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Делятся по химическому составу:
![](i_030.png)
![](i_031.png)
Простые вещества образованы атомами одного элемента. Делятся по химическим свойствам:
![](i_032.png)
Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:
![](i_033.png)
Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):
![](i_034.png)
Простые вещества элементов Cu, Ag и Ni также относят к металлам, так как у их оксидов CuO, Ag2O, NiO и гидроксидов Cu(OH)2, Ni(OH)2 преобладают основные свойства.
Неметаллы – простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы: F2, Cl2, Br2, I2, O2, S, N2, Р, С, Si.
Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.
Амфигены – амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены: Be, Cr, Zn, Аl, Sn, Pb.
Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.
Аэрогены – благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA-группы: Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.
Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:
![](i_035.png)
Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Делятся по составу и химическим свойствам:
![](i_036.png)
Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O+IIF2-I и H2+IO2-I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S+IVCl2-IO-II.
Оснóвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.
Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li2O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na2O, К2O, Rb2O, Cs2O и ВаО получают другими способами.
Оксиды CuO, Ag2O и NiO также относят к основным.
Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.
Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO2, SeO2, Р2O5, As2O3, СO2 и SiO2 при сжигании на воздухе; оксиды Cl2O, Cl2O7, I2O5, SO3, SeO3, N2O3, N2O5 и As2O5 получают другими способами.
Исключение: у оксидов NO2 и ClO2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO2 и ClO2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO2 и с водой, образуя две кислоты:
а) 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
б) 2ClO2 + Н2O (хол.) = НClO2 + НClO3
2ClO2 + 2NaOH (хол.) = NaClO2 + NaClO3 + H2O
Оксиды CrO3 и Mn2O7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.
Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.
Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr2O3, ZnO, Al2O3, GeO2, SnO2 и РЬО; амфотерные оксиды Ga2O3, SnO и РЬO2 получают другими способами.
Двойные оксиды образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:
(FeIIFe2III)O4, (Рb2IIPbIV)O4, (MgAl2)O4, (CaTi)O3.
Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.
Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N2O, SiO, S2O.
Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О-IIН, могут содержать также кислород O-II. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:
![](i_037.png)
Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.
Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:
М2O + Н2O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)
МО + Н2O = М(ОН)2 (М = Са, Sr, Ва)
Исключение: гидроксиды Mg(OH)2, Cu(OH)2 и Ni(OH)2 получают другими способами.
При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:
2LiOH = Li2O + Н2O
М(ОН)2 = МО + Н2O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)
Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.
Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.) называют щелочами, так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.
Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:
![](i_038.png)
При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н+ (точнее, Н3O+) и следующие анионы, или кислотные остатки:
![](i_039.png)
Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):
Cl2O + H2O = 2HClO
Е2O3 + Н2O = 2НЕO2 (Е = N, As)
As2O3 + 3H2O = 2H3AsO3
EO2 + H2O = H2EO3 (Е = С, Se)
E2O5 + H2O = 2HEO3 (Е = N, Р, I)
E2O5 + 3H2O = 2H3EO4 (E = P, As)
EO3 + H2O = H2EO4 (E = S, Se, Cr)
E2O7 + H2O = 2HEO4 (E = Cl, Mn)
Исключение: оксиду SO2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO2 nН2O («сернистая кислота H2SO3» не существует, но кислотные остатки HSO3- и SO32- присутствуют в солях).
При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:
2HAsO2 = As2O3 + H2O
H2EO3 = EO2 + H2O (E = C, Si, Ge, Se)
2HIO3 = I2O5 + H2O
2H3AsO4 = As2O5 + H2O
H2SeO4 = SeO3 + H2O
При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H2SO4 и Н3РO4 в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO3 в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):
М + H2SO4(pasб.) = MSO4 + Н2↑ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)
2M + 3H2SO4(paзб.) = M2(SO4)3 + 3H2↑ (M = Al, Ga)
3M + 2Н3РO4(разб.) = M3(PO4)2↓ + 3H2↑ (M = Mg, Fe, Zn)
В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.
Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:
Be(OH)2 Sn(OH)2 Al(OH)3 AlO(OH)
Zn(OH)2 Pb(OH)2 Cr(OH)3 CrO(OH)
He образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:
![](i_040.png)
Исключение: для железа(III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа(III) Fe(OH)3» не существует (не получен).
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.
Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).
![](i_041.png)
Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей, соли, рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:
![](i_042.png)
Средние соли содержат средние кислотные остатки СО32-, NO3-, РО43-, SO42- и др.; например: К2СO3, Mg(NO3)2, Cr2(SO4)3, Zn3(PO4)2.
Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль К2СO3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях:
2КОН и 1Н2СO3, 1К2O и 1Н2СO3, 2КОН и 1СO2.
Реакции образования средних солей:
1)
Основание + Кислота → Соль + Вода
1а) основный гидроксид + кислотный гидроксид →…
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O
Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
1б) амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид →…
2Al(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O
Zn(OH)2 + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + 2Н2O
1в) основный гидроксид + амфотерный гидроксид →…
NaOH + Al(ОН)3 = NaAlO2 + 2Н2O (в расплаве)
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2ZnO2 + 2Н2O (в расплаве)
2)
Основной оксид + Кислота = Соль + Вода
2а) основный оксид + кислотный гидроксид →…
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + Н2O
CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
2б) амфотерный оксид + кислотный гидроксид →…
Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
2в) основный оксид + амфотерный гидроксид →…
Na2O + 2Al(ОН)3 = 2NaAlO2 + ЗН2O (в расплаве)
Na2O + Zn(OH)2 = Na2ZnO2 + Н2O (в расплаве)
3)
Основание + Кислотный оксид → Соль + Вода
За) основный гидроксид + кислотный оксид →…
2NaOH + SO3 = Na2SO4 + Н2O
Ва(ОН)2 + СO2 = ВаСO3 + Н2O
3б) амфотерный гидроксид + кислотный оксид →…
2Al(ОН)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O
Zn(OH)2 + N2O5 = Zn(NO3)2 + H2O
Зв) основный гидроксид + амфотерный оксид →…
2NaOH + Al2O3 = 2NaAlO2 + Н2O (в расплаве)
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + Н2O (в расплаве)
4)
Основной оксид + Кислотный оксид → Соль
4а) основный оксид + кислотный оксид →…
Na2O + SO3 = Na2SO4, BaO + СO2 = ВаСO3
4б) амфотерный оксид + кислотный оксид →…
Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3, ZnO + N2O5 = Zn(NO3)2
4в) основный оксид + амфотерный оксид →…
Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2, Na2O + ZnO = Na2ZnO2
Реакции 1в, если они протекают в растворе, сопровождаются образованием других продуктов — комплексных солей:
NaOH (конц.) + Al(OН)3 = Na[Al(OH)4]
КОН (конц.) + Cr(OH)3 = К3[Cr(ОН)6]
2NaOH (конц.) + M(OH)2 = Na2[M(OH)4] (М = Be, Zn)
КОН (конц.) + M(OH)2 = K[M(OH)3] (М = Sn, Pb)
Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).
Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO3-, Н2РO42-, HPO42- и др., образуются при действии на основные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:
NaOH + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + H2O
Ва(ОН)2 + 2Н3РO4 (конц.) = Ва(Н2РO4)2 + 2Н2O
Zn(OH)2 + Н3РO4 (конц.) = ZnHPO4↓ + 2Н2O
PbSO4 + H2SO4 (конц.) = Pb(HSO4)2
K2HPO4 + Н3РO4 (конц.) = 2КН2РO4
Са(ОН)2 + 2ЕO2 = Са(НЕO3)2 (Е = С, S)
Na2EO3 + ЕO2 + H2O = 2NaHEO3 (Е = С, S)
При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2O
Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4↓ + 2H2O
![](i_043.png)
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO3 = К+ + HCO3-).
Оснóвные соли содержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO3(OH), Ca2SO4(OH)2, Cu2CO3(OH)2, образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:
Правообладателям!
Данное произведение размещено по согласованию с ООО "ЛитРес" (20% исходного текста). Если размещение книги нарушает чьи-либо права, то сообщите об этом.Читателям!
Оплатили, но не знаете что делать дальше?