Строение атома часть 1

Al2O3, ZnO, PbO

Кислотные

CO2, P2O5, Mn2O7

Не образуют солей

CO, N2O, NO

Обратите внимание!

* Образование основных оксидов характерно для щелочных металлов, Mg и щелочно-земельных металлов, а также для d -элементов в степенях окисления +1 и +2 (исключая Zn).

* Образование амфотерных оксидов — для Zn, Sn, Pb, Be, Al, а также для d -элементов в степенях окисления +3 и +4.

* Образование кислотных оксидов — для неметаллов и d -элементов в степенях окисления +5 и выше.

Получение оксидов

1. Непосредственное взаимодействие простых веществ с молекулярным кислородом

2Zn + O2 = 2ZnO;

Fe + O2 = Fe2O3;

P + O2 = P2O5.

2. Термическая диссоциация гидроксидов

2Fe (OH) 3 = Fe2O3 + 3H2O;

H2SiO3 = SiO2 + H2O;

Cu (OH) 2 = CuO + H2O.

3. Термическая диссоциация солей

Cu (NO3) 2 = CuO + 2NO2 + 1 / 2O2;

(CuOH) 2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O;

2Fe (NO3) 3 = Fe2O3 + 3NO2 + 9 / 2O2.

Обратите внимание!

* Нестабильные оксиды, такие как, например, Ag2O, N2O5, Mn2O7 или Cl2O7 по данным методами не образуются.

Оксид серебра конечно получают по реакции:

2ANO3 + 2NaOH = Ag2O + H2O + NaNO3;

Оксид азота получают при действии P2O5 на концентрированную азотную кислоту:

Оксид марганца образуется при действии концентрированной серной кислоты на KMnO4

2KMnO4 + 2H2SO4 = Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O;

Оксид хлора получают при действии P2O5 на концентрированную хлорную кислоту:

Гидроксиды — неорганические соединения, содержащие гидроксид-ион.

Классификация гидроксидов кислотно-основными свойствами

Гидроксиды, как и оксиды, классифицируют на основные, амфотерные и кислотные.

Если степень окисления элемента, образует оксид и гидроксид совпадает, то совпадают и их кислотно-основные свойства.
Психолог в СПБ

Например: Cu + 2O и Cu + 2 (OH) 2 проявляют основные, а P2 + 5O5 и H3P + 5O4 — кислотные свойства.

Основные гидроксиды (основания) — соединения, при растворении в воде диссоциируют с образованием гидроксид ионов и основных остатков.

Например: NaOH = Na + + OH- .

Кислотные гидроксиды — соединения, при растворении в воде диссоциируют с образованием катионов водорода и кислотных остатков, содержащих Кислород.

Например: HClO4 = H + + ClO4- .

По химическому составу кислотных остатков кислоты классифицируют на кислородсодержащих (кислотные гидроксиды) и бескислородные.

Амфотерные гидроксиды — соединения, проявляющие и свойства оснований, и свойства кислот.

Например: Zn (OH) 2 = Zn2 + + 2OH-;

Zn (OH) 2 + 2H2O = [Zn (OH) 4] 2 + 2H +.

Получение гидроксидов

Основные гидроксиды

Гидроксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочно-земельных) получают или при взаимодействии металлов с водой:

Ca + 2H2O = Ca (OH) 2;

или при взаимодействии оксидов с водой:

Ca + 2H2O = Ca (OH) 2.

Гидроксиды малоактивных металлов получают обычно при взаимодействии растворов соответствующих солей с растворами сильных оснований:

CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды получают по гидроксиды малоактивных металлов:

ZnSO4 + 2NaOH = Zn (OH) 2 + Na2SO4.

Обратите внимание!

* При получении амфотерных гидроксидов следует избегать избытка щелочи.

* Взаимодействие растворов солей с избытком щелочи может быть использована для разделения основных и амфотерных гидроксидов.

Кислотные гидроксиды

Кислотные гидроксиды (исключая гидроксида кремния (IV)) получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой: < / p>

SO3 + H2O = H2SO4.

Кремниевую кислоту можно получить, например, по следующей обменной реакции:

Na2SiO3 + 2HCl = Na2SiO3 + 2NaCl.

Кислоты — соединения, при растворении в воде диссоциируют с образованием катионов водорода и кислотных остатков.

Например: HClO4 = H + + ClO4-;

HBr = H + + Br- .

К наиболее распространенным неорганических кислот относятся:

кислородсодержащих

H2SO4 — серная (серная)

H2SO3 — сульфитная (сернистая) < / p>

HNO3 — азотная (азотная)

HNO2 — Нитритная (азотистая)

H2CO3 — угольная (угольная)

H2SiO3 — силикатный (кремниевая )

H3PO4 — ортофосфорной (ортофосфорная)

Бескислородные

HCl — соляная (хлороводородная, соляная)

HBr — бромидна (бромоводнева )

HI — йодидный (йодоводнева)

H2S — сульфидная (сероводородная)

Соли — вещества, которые можно представить, как продукты взаимодействия кислот и оснований, содержащих основной и кислотный остатки.

Соли классифицируют на средние, кислые и основные.

Средние соли  — не содержит ни катионов водорода, ни гидроксид-ионов.

Например: Na3PO4 (фосфат натрия), K2CO3 (карбонат калия).

Кислые соли  — в состав кислотных остатков входят катионы водорода.

Например: NaH2PO4 (дигидрофосфат натрия), KНCO3 (гидрокарбонат калия).

Основные соли  — в состав основных остатков входят гидроксид-ионы.

Например: (CuOH) 2CO3 (гидроксокарбонат Миди), MgOHCl (гидроксохлорида Магния).

Стехиометрические расчеты

Основной стехиометрический закон  — координата химической реакции для каждой из реагирующих веществ в данный момент времени одинакова.

& # 61560; & # 61556; = & # 61629; & # 61508; & # 61550; & # 61556; & # шестьдесят одна тысяча шестьсот двадцать-девять; / a

где & # 61560; & # 61556; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; — Координата химической реакции;

a  — стехиометрический коэффициент;

& # 61508; & # 61550; & # 61556; — Изменение количества реагирующего вещества.

Уравнение материального баланса : & # 61508; & # 61550; & # 61556; & # шестьдесят одна тысяча четыреста семьдесят два; & # 61501; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; & # 61550; & # 61556; & # 61485; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; & # 61550; 0 & # 61484;

где & # 61550; 0 — исходное количество вещества;

& # 61550; & # 61556; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; — Количество вещества в данный момент времени.

Формулы для определения количества вещества

& # 61550; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; & # 61501; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; m / M ;

& # 61550; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; & # 61501; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; V / V m ; V m & # 61 627; 22 4 л / моль ;

& # 61550; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; & # 61501; & # Шестьдесят один тысяча четыреста семьдесят два; N / N A ; N A & # 61 627; 6 , 02 10 23 1 / моль .

Уравнение Клапейрона-Менделеева

pV = & # 61550; RT ; R & # +61627; 3 14 ( Дж / моль < / I> К ).

Термохимия

 — наука, изучающая тепловые эффекты химических реакций < / p>

Термодинамическая система  — совокупность веществ, взаимодействующих которая мысленно или фактически отделена от окружающей среды

Фаза  — однородная во всех точках по составу и свойствам часть системы, которая отделена от других частей системы поверхностью раздела фаз

По фазовым составом системы классифицируют на гомогенные (однородные) и гетерогенные (неоднородные).

Примером гомогенных систем могут быть: смесь газов, жидкий раствор, индивидуальный кристалл.

Примером гетерогенных могут быть системы: газ-жидкость, газ-кристалл, жидкость-кристалл, и тому подобное.

Термохимические уравнения реакций  — уравнение в которых указано агрегатное состояние реагирующих веществ и тепловой эффект

Например:

< p> 2H2 (г) + O2 (г) = 2H2O (г) + Q p;

2H2 (г) + O2 (г) = 2H2O (г); & # 61508; H .

Q p — тепловой эффект процесса при постоянном давлении.

& # 61508; H  — энтальпия; & # 61508; H = — Q p.

Экзотермические реакции  — реакции, протекающие с выделением теплоты Q p> 0;

Эндотермические реакции  — реакции, протекающие с поглощением теплоты Q p <0.

Кинетика химических реакций

 — наука, изучающая закономерности протекания химических реакций во времени < / p>

Скорость химической реакции  — изменение количества реагирующего вещества за единицу времени в единице реакционного пространства.

В химической кинетике различают истину (мгновенную) скорость реакции — V = d & # 61550; / d & # шестьдесят одна тысяча пятьсот пятьдесят шесть; ; при постоянном объеме V = const, V = dC / d & # +61556; , Где C = & # 61550; & # +61487; V и среднюю скорость реакции V = & # 61508; & # 61550; / & # 61508; & # 61556; .