Контрольная работа по "Химии"

2. Оксиды – это сложные в-ва, состоящие из атомов двух эл-ов, один из которых кислород в степени окисления -2.

 Общая формула Э₂^+хО_х^-2.

 Номенклатура: «Оксид» + название Эл-та.

Классификация: Несолеобразующие и солеобразующие(в результате химических р-ий способны образовывать соли). Солеобраз:

Основные(в качестве гидратов – продуктов присоединения воды – соответствуют основания(образуются металлами при проявлении ими невысокой валентности): К₂О, СаО,СuO,MnO),

кислотные(ангидриды к-т; в качестве гидратов соответствуют кислоты: СО₂, SO₃, CrO₃, Mn₂O₇), Амфотерные(ZnO,PbO, SnO,Al₂O₃, Cr₂O₃,PlO₂).

Хим. Св-ва: Основные:

1. Оксид(щелочной,щелочноземельный)+вода= щелочь: К₂О+Н₂О=2КОН.

2. Основной оксид+кислотный оксид=соль: MgO+CO₂= MgCO₃.

3. Основной оксид + к-та= соль+вода: CuO+H₂SO₄=CuSO₄+H₂O.

4. +амфот.оксид=соль.

 Кислотные оксиды – это оксиды металлов и неметаллов высшей степени окисления.

1.Кислотный оксид+Вода= кислота. В воде растворяются все кислотные оксиды кроме SiO₂. SO₃+H₂O=H₂SO₄.

2. Кислотный оксид+основной=соль.

3.Кислотный оксид+основание= соль+вода: N₂O₅+Ca(OH)₂=Ca(NO₃)₂+H₂O.

Амфотерные – оксиды металлов которые в зависимости от условий могут проявлять св-ва либо кислотных либо основных оксидов. В воде не растворимы, но могут растворятся как в кислотах(проявляют основные св-ва), так и в щелочах(проявляют кислотные св-ва). 1.Амфотер.Оксид+Осн.Оксид=соль BeO+K₂O=K₂BeO₂

2.Амфот.оксид+щелочь = соль+вода Al₂O₃+NaOH_ТВ=NaAlO₂+H₂O

3.Амфот.Осид +кислотный=соль ZnO+SO₃=ZnSO₄

4.Амфот.Оксид+кислота =соль+вода Al₂O₃+3HCl=AlCl₃+3H₂O.

 Получение: 1.Взаимодействие простых  в-в с кислородом – сжигание  простых веществ( S+O₂=SO₂)(не применим для получения щелочных металлов: получаются пероксиды; благородные Ме не окисляются)

2.Горение сложных в-в в кислороде(солей некоторых кислот и водородных соединений немет-в): СH₄+O₂=CO₂+2H₂O

3.Разложение сложных в-в(гидроксидов:осн-ий и нек. кислородосодержащих к-т(кроме окс.щел мет); нек.солей кислородосодерж.к-т(соли щел.мет не разлагаются при нагревании с образованием оксидов)) CaCO₃=CaO+CO₂

Физические свойства

Все основные оксиды – твердые  вещества.

Кислотные оксиды, образованные металлами  при обычных условиях, – твердые  вещества, а образованные неметаллами  – не только твердые, но и жидкие, и газообразные.

Все амфотерные оксиды – твердые  вещества. Изображение лягушки (представитель  класса амфибий) указывает на двойственный характер амфотерных оксидов, проявляемый  ими при химических реакциях.

 

 

Кислоты

. Кислоты- сложные в-ва в состав которых входят ионы водорода Н и ионы кислотного остатка(-).

Классификация: Все кислоты можно представить в виде одноосновных (HCl,HI) и многоосновных(H2S,H2SO4) (определяется количеством атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли). По наличию в составе молекулы кислорода все молекулы делятся на бескислородные (не содержат в составе кислорода) и кислородосодержащие(оксокислоты:SiO2). В зависимости от количества молекул воды, присоединенных одной молекулой кислотного остатка, кислоты можно подразделить на мета, орто и пиро кислоты. Классификация: по числу ионов водорода в кислоте различают кислоты одноосновные и многоосновные: кислород содержащие одноосновные – HNO₃, HMnO₄, двух основные – H₂SO₄, H₂SiO₃, трёх основные. Бескислородные одноосновные – HF,HI, 2-основные – H₂S,H₂Se, Номенклатура: Бескислородные кислоты – названия неметалла + слово водородная.  Кислородсодержащие называются в зависимости от названия элемента по степени окисления кислотообразующего эл-та или по кол-ву атомов водорода в кислоте. Если кислотообразующий элемент имеет высшую или любую единственную степень окисления, то название кислоты складывается из названия элемента с добавлением суффиксов –н,ов,ев-(Серная кислота, марганцовая. При промежуточной степени окисления образуется суффикс –новат-,-ист-(йодноватая кислота, хлористая кислота).

Хим. Св-ва: кислоты взаимодействуют с основаниями – соль и вода. С основными и амфотерными оксидами. – соль и вода. Могут взаимодействовать с солями более слабых или более летучих к-т– новая соль и к-та. С активными металлами – соль и водород.

 Хим. Св-ва: а)Обычные кислоты все кроме HNO₃,H₂SO_4(конц) реагируют со всеми металлами (кроме свинца), стоящими в ряду напряжений до водорода. Образуется соль и водород Fe+H₂SO₄=FeSO₄+H₂б)Кислоты-окислители H₂SO_4(конц),HNO₃ при нагревании реагирует со всеми металлами, кроме благородных(Au,Pt) и неметаллами. Холодные концентрированные кислоты пассивируют Fe,Cr,Al. Fe+HNO₃(на холоде) =пассивация. Получение:

1. Кислотный оксид+вода=кислота SO₃+H₂O=H₂SO₄

2. соль1+кислота1=соль2+кислота2: кислород содержащие- Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄=3CaSO₄+ 2H₃PO_4,2NaCl(ТВ)+H₂SO₄(конц)=2Na₂SO₄+2HCl

3.Неметалл+HNO₃= кислота+оксиды+вода 2P+5H₂SO₄=2H₃PO₄+5SO₂+2H₂O. 4.Бескислородные непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде.

 

Физические свойства кислот
Жидкости  H2SO4  HClO4 и др.	Твердые  H3PO4  H2SiO3 и др.	Газообразные  HCl  H2S и др.

 

Основания

Основания –это сложные в-ва, в состав которых входят атомы металла (+) и гидроксо группы(ионы гидроксила) OH (-).

 Номенклатура: «гидроксид»+назв. Ме (переменная валентность).

 Классификация: основания делятся на растворимые и не растворимые. Растворимые – щёлочи. Но большинство оснований не растворимы в воде. Основания различаются по кислотности (которая определяется количеством гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотные остатки) они бывают одно-(образуют одновалентный металл LioH) и многокислотны (многовалентный металл Ca(OH)2). Амфотерные ( которые в зависимости от условий проявляют свойства либо оснований либо кислот)Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, нерастворимые основания(Cu(OH)₂,Fe(OH)_2-3). 

Хим. свойства: фиолетовый лакмус – синий цвет. Бесцветный раствор ф-фт – малиновый цвет. Основание щелочных металлов термоустойчиво. Большинство труднорастворимых оснований при нагревании разлагается на оксид и воду. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нетрализации) образуя соль и воду. Основание взаимодействует с кислотными оксидами, а щёлочи с амфотерными оксидами(=соль: ZnO+2KOH=K2ZnO2+H2O). Щёлочи  взаимодействуя с солью образуют новое основание и соль. Амфотерные гидроксиды:

1.АГ+кислота=соль+вода Zn(OH)₂+2HCl=ZnCl₂+2H₂O

2.АГ+щелочь=соль+вода(при сплавлении) Zn(OH)₂+2NaOH_ТВ=^t+Na₂ZnO₂+2H₂O. Общим способом получения оснований – реакция обмена. При взаимодействии соли с щёлочью. 2.Основание+кислота=соль+вода 2КОН+2НCl=2KCl+H₂O 3.Основания+Кисл.Оксид=соль+вода Ba(OH)₂+CO₂=BaCO₃+H₂O.

 Нерастворимые основания

1.Основание +кислота=соль+вода 2Fe(OH)₃+3H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+6H₂O

2.Основание-t-=Оксид+вода 2Fe(OH)₃ t =Fe₂O₃+3H₂O. Щелочи-растворимы в воде(LiOH,KOH).

 Получение:

1.ОБЩ-Р-я обмена (р-р соли+щелочь=новое осн.+соль).

2.щел,щел-зел металл+вода=щелочь+водород 2Na+2H₂O=2NaOH+H₂|. 3.Осн.Оксид+вода=щелочь.

4. Электролиз р-ров солей(хлоридов).

Физические свойства:твердые кристаллические вещества. В воде растворимы щелочи:LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2,Ba(OH)2, другие-малорастворимы.

 

Соли

Соли- сложные в-ва состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. Классификация: Средние соли(продукт полного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами метала) (NaNO₃,Na₂SO₄), Кислые соли(Продук неполного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами металлов) (NaHCO₃,Ca(HSO₄)₂), Основные соли(продукт неполного замещения гидрооксильных групп основания или амфотерного гидрооксида на кислотный остаток; продукт неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой). ((CuOH)₂CO₃), двойные соли(продук замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот) (KAl(S0₄)₂,KCr(SO4)2).

Номенклатура: назв. К-ного остатка в им.падеже+назв.Ме в родит.падеже с указанием степени его окисления в скобках римскими цифрами; Кислые соли- обр. добавлением к названию соотв. Средней соли приставки гидро-; осн. Соли- приставки гидроксо-( нитрат гидроксожелеза)

 Хим. Свойства:

1.Соль1+кислота1(более сильный  или менее летучий р-р)=соль2+кислота2. 2.Соль1+щелочь=соль2+нераств.основание Mg(NO₃)₂+2KOH.

3. Соль1+>акт.металл1=соль2+металл2 Pb(NO₃)₂+Zn=Pb+Zn(NO₃)₂ . 4.Соль1+соль2=соль3+соль4 NaCl+AgNo₃=AgCl+NaNo₃

  Получение: Средние

1. металл + неметалл 2Fe+3Cl₂=2FeCl₃

2. Металл +кислота=соль +Водород   Mg+2HCl=MgCl₂+H₂

3. Металл1+соль1=металл2=соль2 Zn+CuSo₄=Cu+ZnSo₄

4. Основной оксид + кислотный  оксид =Соль CaO+CO₂=CaCO₃

5. Взаимодействие кислот  с основными и амфотерными  оксидами  CuO+H₂SO₄=CuSO₄+H₂O

6.К-та+осн-е. 

7.к-та+соль 

8.р-ры двух солей 

9.осн-е+кисл.оксид (щелочь+амфот. оксид).

10.р-р щелочи+р-р соли.

Кислые соли: 1. Неполная нейтрализация кислоты основанием. В реакции участвует избыток кислоты и недостаток основания H₃PO₄ + KOH=KH₂PO₄+ H₂O

2. Средняя соль + кислота  = Кислая соль CaCO₃+CO₂+H₂O=Ca(HCO₃)₂ .

 Основные соли: 1. Неполная нейтрализация основания кислотой (избыток основания + недостаток кислоты)= основная соль Fe(OH)₃+HCl=Fe(OH)₂Cl

2. Средняя соль1+щелочь=основная соль + средняя соль2 FeCl₂+KOH=FeOHCl+KCl

3. Средняя соль + одноименное  основание = основная соль CaSO₄+Ca(OH)₂=(CaOH)₂SO₄

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА.

Соли-твердые кристаллические вещества. Многие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения. По растворимости делятся на растворимые и нерастворимые.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3.Стехиометрические законы - основные законы стехиометрии, включающие законы количественных соотношений между реагирующими веществами с помощью уравнений химических реакций, вывод формул химических соединений, составляют раздел химии, называемый стехиометрией. В основу составления химических уравнений положен метод материального баланса, основанный на законе сохранения массы

Закон сохранения массы веществ (Ломоносов 1748-1756гг): Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции. Коэффициенты перед формулами химических соединений называются стехиометрическими.

Закон постоянства  состава (Дальтон,1801-1808гг): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом. Закон кратных отношений(Дальтон 1808г): Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон простых  объемных отношений: При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Закон Авогадро ( Авогдро 1811г): В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

1.Одинаковое число молекул любых  газов при одинаковых условиях  занимают одинаковый объем. 2.Относительная  плотность одного газа по другому  равна отношению их молярных  масс.  Следствие из закона Авогадро:1)в молях считают те частицы, кол-во которых очень велико: атомы, молекулы, ионы.2) При нормальных условиях (0 С, 101,3 кПа) 1моль газа занимает V=22,4 л. Число структурных единиц, находящихся в 1моле газа названо в честь Авогадро и равно NA=6,02*10^23

3Массы веществ, вступивших в реакцию относятся друг к другу как их молярные массы. Плотность одного газа по другому =M1/M2=m1/m2 4) 1 моль - 6,02*10^23

Применение  законов

Определить V занимаемый 5,25 г. азота при 26 С и 98,9 кПа (742 мм. рт.ст.)

М=28 г/моль              28  - 22,4л

m= 28г.                     5,25 -  V0

V0=4,2 л            

V=P0V0T/PT0

 

V=4,71 л.

 

 

 

 

 

 

4.В современной квантовой теории строения атома лежат следующие основные положения: 1.электрон имеет двойственную корпускулярно-волновую природу. Он может вести себя и как частица., и как волна. Длина волны электрона L и его скорость V связаны L=h / m*V. 2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 3. Поведение электрона в атоме описывается волновой функцией F(x,y,z). F²=вероятность нахождения электрона в каком-либо элементарном объеме. Теорема Бора: электрон может вращаться вокруг ядра только по строго определенным стационарным орбиталям. При движении электрона по стационарным орбиталям он не излучает и не поглощает энергии. Квантовая модель строения  атома стала учитывать двойственную природу электрона. Электрон- это частица, при движении которой появляется электромагнитная волна. Поэтому можно только говорить об области наибольшей вероятности нахождения электронной плотности. 1)электрон имеет корпускулярно-волновую природу.(Де Бройле)

2) Для электрона невозможно одновременно измерять координату и скорость.

3) электрон в атоме не движется по определенной орбитали, а может находится в любой точке околоядерного пространства. Та область, в которой наиболее вероятно нахождение электрона называется орбиталью. 4) Ядро атома из протонов и нейтронов. Движение электрона можно описать волновой функцией. Уравнение связывает коорд. электрона (размер электрон. облака) и энергию электрона . Уравнение повторимости орбиталей, показывает сколько точек перегиба имеет данная   повторимость, расчитанная по уравнению Шредингера.