close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Shatalova

код для вставкиСкачать
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Федеральное государственное автономное
образовательное учреждение высшего образования
САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
АЭРОКОСМИЧЕСКОГО ПРИБОРОСТРОЕНИЯ
ХИМИЯ
КЛАССИФИКАЦИЯ, НОМЕНКЛАТУРА
И СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Методические рекомендации
Санкт-Петербург
2016
Составитель – В. А. Шаталова
Рецензент – Н. М. Захарова
Рассматриваются важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания, соли.
Включены основные теоретические сведения, практические, домашние контрольные работы для самостоятельного решения.
Предназначены для студентов заочной формы обучения по специальностям 15.02.08 – «Технология машиностроения», 09.02.03 –
«Программирование в компьютерных системах».
Публикуется в авторской редакции.
Компьютерная верстка Ю. В. Умницына
Подписано к печати 12.02.16. Формат 60 × 84 1/16.
Бумага офсетная. Усл. печ. л. 1,16. Тираж 50 экз. Заказ № 49.
Редакционно-издательский центр ГУАП
190000, Санкт-Петербург, Б. Морская ул., 67
© Санкт-Петербургский государственный
университет аэрокосмического
приборостроения, 2016
ВВЕДЕНИЕ
Настоящие рекомендации содержат теоретические основы классификации неорганических веществ, закономерности химических
реакций. Изучение классов неорганических соединений базируются на выводах теории электролитической диссоциации.
Цель рекомендаций выработать у студентов логику постижения системных химических знаний, умение свободно оперировать
химическим языком: степени окисления, химические формулы,
классы неорганических соединений, основы номенклатуры; понимать закономерности протекания различных типов химических
реакций. Рекомендации выполняют триединую функцию: обучающую, развивающую, контролирующую, что отвечает современным
задачам обучения. Контрольные задания предназначены, как для
самоконтроля, так и для общего контроля качества знаний.
3
1. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
ВЕЩЕСТВА
Простые металлы Na K Cu неметаллы S
C O2 Сложные
(химические соединения)
оксиды
CaO
SiO2
CO2
основания
кислоты
соли
Ca(OH)2 KOH Fe(OH)3 HCl
H2SO4 HNO3 NaCl
CuSO4
KNO3
Индивидуальные химические вещества принято делить на две
группы: группу простых веществ (более 400) и очень многочисленную группу сложных веществ (0,7 миллионов неорганических
веществ). Сложные вещества по составу могут еще классифицироваться на бинарные (двухэлементные) соединения: гидриды – NaH,
CaH2; галогениды – KCl, LiF; оксиды – CaO, Na2O; пероксиды –
H2O2, BaO2 (степень окисления О: -1); нитриды – AlN, Li3N; карбиды – CaC2, Al2C3 и т. д.
2. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
Одним из основных понятий в химии было и остается понятие
степени окисления элемента. Именно на ней основана номенклатура неорганических соединений. Степень окисления является характеристикой атомов химических элементов.
Степень окисления это условный заряд атомов химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что
все соединения (и ионные, и ковалентно-полярные) состоят только
из ионов.
Степень окисления может иметь отрицательное, положительное
или нулевое значение, которые обычно ставятся над символом элемента сверху. Отрицательное значение степени окисления имеют
те атомы, которые приняли электроны от других атомов или к которым смещены общие электронные пары, т. е. атомы более электроотрицательных элементов. Положительное значение степени
окисления имеют атомы, которые отдают свои электроны другим
4
атомам или от которых оттянуты общие электронные пары, т. е.
атомы менее электроотрицательных элементов.
Степень окисления можно приписать любому атому в любом соединении путем простых правил:
1. Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю;
2. Степень окисления водорода во всех веществах равна + 1,
кроме гидридов активных металлов (NaH, BaH2 …), где степень
окисления –1;
3. Степень окисления фтора –1;
4. Степень окисления кислорода –2, исключение: пероксидные соединения (H2O2, Na2O2), где степень окисления –1; фторид
кислорода (F2O), где степень окисления + 2.
5. Для непереходных элементов 1–3 группы степень окисления
постоянна, положительна и равна номеру группы;
6. Непереходные элементы 4–8 групп имеют несколько степеней
окисления, причем максимальная (положительная) равна номеру
группы ( + N), а минимальная (отрицательная) равна N – 8.
Промежуточные степени окисления этих элементов подчиняются правилу четности и равны: (N – 2), (N – 4), (N – 6);
7. для переходных элементов четких правил не существует, однако максимальная степень окисления равна номеру группы ( + N).
3. СОСТАВЛЕНИЕ ФОРМУЛ
Составление формул соответствует фундаментальное правило:
В бинарных соединениях произведение числа атомов первого
элемента на его степень окисления равна произведению числа атомов второго элемента на его степень окисления: ах = ву.
Пусть Ах Ву – бинарное соединение. Степень окисления элемента А равна «а». Степень окисления элемента В равна «в», x и
у – индексы (число атомов) каждого элемента. Знание этого фундаментального правила позволяет решать две задачи в бинарных
соединениях:
1) определять степень окисления неизвестного по известной степени окисления другого элемента
Cl2O7 степень окисления О: –2,
7×2
= 7;
2
2) cоставлять химические формулы бинарных соединений по известным степеням окисления двух элементов.
хлора:=
X
5
Для решения второй задачи необходимо найти наименьшее общее кратное (НОК) степеней окисления элементов, образующих
бинарное соединени
ÍÎÊ
ÍÎÊ
Y=
.
X=
;
â
à
Как определить степень окисления в тройном соединении( например в кислотах)?
Пример: H2SO4.
Условно разделим формулу H2SO4 на две части: в правой части –
кислород, а в левой части – водород и сера.
Справедливо правило: число единиц степеней окисления атомов
водорода и серы равна числу степеней окисления атомов кислорода.
4. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 1
Определите степень окисления элементов в следующих соединениях:
Вариант 1.
SO2, N2O5, O2, H2S, MgO, Fe2O3, CO, Au, Cl2O7, K2Cr2O7, H2SO4,
Cr2(SO4)3, H2, MnO2, K2MnO4, BaSO4, Ca(NO3)2, Ca3(PO4)3, Zn, Al2S3,
CS2, FeCl3, KOH.
Вариант 2.
Fe, MgSO4, N2, HNO3, H2O, Cl2O3, HClO4, Cu, KMnO4, NaCl,
H2CO3, O3, BeO2, KF, N2O3, SO3, CaCO3, HNO2, Cu(NO2)2, FeCl2,
Fe(OH)3, CO2, P2O5.
5. ОКСИДЫ
Оксидами называют бинарные соединения элементов с кислородом, в которых степень окисления кислорода: –2.
Своим химическим свойствам они делятся на солеобразующие
(большинство) и несолеобразующие (NO, CO, N2O, SiO).
Несолеобразующие оксиды подразделяются на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды – это оксиды металлов, которым соответствуют основания.
Основные оксиды образуют металлы, проявляющие в соединении степень окисления + 1, + 2, иногда + 3. Примеры: Na2O, CuO,
Bi2O3, BaO.
6
Кислотные оксиды – это такие оксиды, которым соответствуют
кислоты.
Неметаллы образуют кислотные оксиды. Переходные металлы,
проявляющие в соединениях степень окисления + 5, + 6, + 7, также
образуют кислотные оксиды.
Примеры кислотных оксидов: SO3, Cl2O7, V2O5, Mn2O7…
Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства. Иначе говоря, амфотерные оксиды обладают двойственными
свойствами: в реакциях с кислотами они ведут себя как основные
оксиды, а в реакциях со щелочами – как кислотные оксиды. К амфотерным оксидам относятся оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют амфотерные гидроксиды. Амфотерные оксиды образуют переходные элементы, проявляющие в соединениях
степень окисления + 2, + 3, + 4. Примеры амфотерных оксидов:
ZnO, Al2O3, BeO,
6. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 2
1. Дайте названия соединениям по систематической номенклатуре.
2. Напишите формулы, перечисленных оксидов.
Вариант 1.
1. CaO, Li2O, Fe2O3, Mn2O7, CrO3, OsO4, Hg2O.
2. Оксид углерода (11), оксид бериллия, оксид хрома(111), оксид хрома(V1), оксид азота(11), оксид лития, оксид стронция,
оксид свинца(1V), оксид железа(11), оксид фосфора(V), оксид
марганца(1V), оксид серы(V1).
Вариант 2.
1. Na2O, CuO, Al2O3, P2O5, SO3, MnO2, Cu2O.
2. Оксид меди(11), оксид углерода(1V), оксид цинка, оксид
кремния(1V), оксид вольфрама(V), оксид свинца(1V), оксид
углерода(11), оксид азота(V), оксид серы(1V), оксид натрия.
7. ОСНОВАНИЯ
Согласно теории электролитической диссоциации к основаниям относятся электролиты, способные диссоциировать в растворе
с образованием в качестве аниона гидроксид ион (заряд ионов –1).
7
В зависимости от числа гидроксидных ионов их подразделяют на
однокислотные: NaOH, КОН…, многокислотные: Ca(OH)2, Fe(OH)3…
По растворимости в воде основания разделяют на две группы:
растворимые – щелочи и малорастворимые. К щелочам относят
гидроксиды щелочных, щелочноземельных металлов и NH4OH.
К малорастворимым относят: Mg(OH)2, Cu(OH)2, Cr(OH)2 …
Промежуточные положения между кислотами и основаниями
занимают амфотерные гидроксиды. В зависимости от условий реакции они проявляют свойства слабых оснований или слабых кислот. К ним относят: гидроксиды цинка, алюминия, свинца (11),
бериллия…
Составление формул оснований
При составлении формул оснований следует учитывать, что число гидроксогрупп соответствует степени окисления металла.
8. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 3
1. Назовите следующие основания.
2. Напишите формулы перечисленных гидроксидов.
Вариант 1.
1. Bi(OH)3, CuOH, Cu(OH)2, Mn(OH)2, KOH.
2. Гидроксид кальция, гидроксид железа (111), гидроксид рубидия, гидроксид никеля (11), гидроксид свинца (11).
Вариант 2.
1. Sr(OH)2, Al(OH)3, Mg(OH)2, CsOH, NaOH.
2. Гидроксид меди (1), гидроксид бария, гидроксид бериллия,
гидроксид цезия, гидроксид железа (11).
9. КИСЛОТЫ
Кислота – это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием катиона гидроксония – Н3О + и аниона
кислотного остатка.
Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, H2S, HBr …)
и кислородосодержащие (H2SO4, H2CO3, HNO3 …).
По силе различают: сильные, средние и слабые. Силу кислот
объясняют способностью кислот отщеплять положительно заряженные ионы водорода в водных растворах.
8
По летучести различают кислоты:
а) летучие: HCl, H2S, HNO3;
б) нелетучие (большинство): H2SO4, H3PO4, H2SiO3.
По устойчивости (прочности) кислоты подразделяются на:
а) устойчивые (большинство): бескислородные кислоты, H3PO4;
б) неустойчивые (разлагаются при нагревании или на свету):
H2CO3, H2SO3, H2SiO3, HNO3.
Формулы и названия кислот и солей
Формула
кислоты
Кислотный
остаток
серная
сернистая
угольная
азотная
азотистая
ортофосфорная
кремниевая
сероводородная
бромоводородная
иодоводородная
фтороводородная
H2SO4
H2SO3
H2CO3
HNO3
HNO2
H3PO4
H2SiO3
H2S
HBr
HI
HF
SO4
SO3
CO3
NO3
NO2
PO4
SiO3
S
Br
I
F
хлороводородная
(соляная)
HCl
Cl
Название кислоты
Название
соли
сульфат
сульфит
карбонат
нитрат
нитрит
ортофосфат
силикат
сульфид
бромид
иодид
фторид
хлорид
10. СОЛИ
Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металла
(иногда из катиона аммония) и кислотных остатков. С точки зрения
теории электролитической диссоциации: это сильный электролит,
диссоциирующий в растворе на катионы (металла или аммония) и
анионы кислотного остатка. Их можно рассматривать как продукт
полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты. При полном замещении атомов водорода образуются средние
соли (Na2CO3 – карбонат натрия), при полном – кислые (NaHCO3 –
гидрокарбонат натрия). Если рассматривать соли, как продукт
замещения гидроксид-иона в молекуле основания кислотными
остатками, то средние соли образуются при полном их замещении,
а при частичном – основные соли (Al(OH)2Cl, двойные – KAl(SO4)2,
смешанные – CaFCl, комплексные – K2 (Zn(OH)4).
9
Составление формул солей
Хотя соли и являются тройными соединениями, их можно условно рассматривать как бинарные соединения. Для составления
химических формул солей необходимо знать заряд иона металла и
соответствующей кислотного остатка.
Пример:
Составить формулу сульфата алюминия.
Соль образована ионом алюминия и сульфат ионом
AlX(SO4)y + 3 u –2 – заряды ионов алюминия и сульфат иона
НОК = 2 × 3 = 6
Х = 6:3 = 2
У = 6:2 = 3
Следовательно искомая формула Al2(SO4)3.
Название солей тесно связано с номенклатурой неорганических
кислот.
11. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 4
1. Какие ионы существуют в водных растворах следующих кислот?
2. Составьте формулы следующих солей.
Вариант 1.
1. Азотная, фосфорная, сернистая, бромоводородная, сероводородная, соляная.
2. Хлорид железа (11), карбонат кальция, сульфид алюминия,
нитрат меди (11), силикат натрия, бромид магния, карбонат кальция, фторид калия, сульфат магния.
Вариант 2.
1. Серная, иодоводородная, азотистая, угольная, кремниевая,
фосфорная.
2. Иодид лития, нитрит калия, хлорид свинца (11), нитрат железа (111), сульфат бария, фосфат кальция, силикат лития, иодид
натрия, хлорид алюминия.
12. КЛАССИФИКАЦИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Несмотря на все многообразие химических соединений, протекающие между ними реакции можно классифицировать по нескольким признакам в зависимости от критерия, принятого за основу.
10
По числу и составу исходных и образующихся веществ все химические реакции можно отнести к одному из следующих четырех
типов реакций.
1. Реакции соединения – это реакции, в процессе которых из
нескольких веществ образуется одно новое, более сложное, чем исходные.
SO3 + H2O = H2SO4
S + O2 = SO2
NH3 + HCl = NH4Cl
2. Реакции разложения – это реакции, в ходе которых из сложного вещества образуется несколько новых веществ. Конечными
продуктами могут быть как простые, так и сложные вещества.
2KClO3 = 2KCl + 3O2
CaCO3 = CaO + CO2
3. Реакции замещения – это реакции, протекающие между простым и сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
4. Реакции обмена – это реакции, в процессе которых реагирующие молекулы обмениваются своими составными частями, в результате чего из двух сложных веществ образуются два новых сложных вещества.
BaCl2 + NaSO4 = 2NaCl + BaSO4
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
13. ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА  
ОКСИДОВ
Реагент
Основной оксид
Амфотерный оксид
Кислотный оксид
Вода
Щелочь1
–
Кислота2
Основной оксид
Амфотерный
оксид
Кислотный
оксид
–
Соль
Соль
Соль
–
Соль
Соль
Соль
–
11
Реагент
Основной оксид
Амфотерный оксид
Кислотный оксид
Щелочь
Кислота
–
Соль + вода
Соль
–
Соль + вода
Соль + вода
Соль + летучий
ангидрид3
Соль + вода
–
Соль + летучий
ангидрид4
Примечания:
На пересечении горизонтальных и вертикальных граф указаны продукты взаимодействия реагентов.
1 Только растворимые основные оксиды (щелочных и щелочно – земельных металлов, кроме Be и Mg) реагируют с водой.
2 SiO с водой не реагирует.
2
3 Исходная соль должна быть образована кислородсодержащей кислотой, которой соответствует летучий ангидрид.
4 Нелетучие ангидриды при нагревании вытесняют летучие ангидриды
из солей кислородосодержащих кислот.
14. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 5
Вариант 1.
1. Осуществите превращения:
a) Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → Al2(SO4)3;
b) S → SO2 → SO3 → H2SO4 → MgSO4.
2. С какими из перечисленных веществ может реагировать оксид
меди (11): H2O, NaOH, HCl, K2S, H2SO4, KOH, FeCl3, H3PO4, CO2.
Составьте уравнения осуществимых реакций.
Вариант 2.
1. Осуществите превращения:
а) P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2;
b) Cu(OH)2 → CuO → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2 → CuO → CuCl2.
2. С какими из перечисленных веществ может реагировать оксид азота(V): H2O, NaOH, HCl, H2SO4, K2S, Ba(OH)2, SO2, HNO3,
CaCO3.
Составьте уравнения осуществимых реакций.
15. ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА  
ОСНОВАНИЙ
Реагент или энергетическое
воздействие
Щелочь
Нерастворимое
основание
Кислота
Соль + вода
Соль + вода
12
Реагент или энергетическое
воздействие
Щелочь
Нерастворимое
основание
Соль
Кислотный оксид
Амфотерный оксид
Нагревание
Соль + основание1
Соль + вода
Соль + вода
Оксид металла + вода2
–
–
–
Оксид металла + вода
Примечания:
1 Исходная соль должна быть растворима, а один из продуктов реакции – нерастворим.
2 Разлагаются при нагревании только щелочи, образованные щелочно – земельными металлами и гидроксид лития.
16. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 6
Вариант 1.
1. Осуществите превращения:
а) Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaCl2;
б) Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → ZnO.
2. С какими из перечисленных веществ может реагировать гидроксид бария: CO2, HNO3, NaOH, P2O5, H2SO4, MgCl2.
Составьте уравнения осуществимых реакций.
Вариант 2.
1. Осуществите превращения:
а) Cu → CuO → CuSO4 → Cu(OH)2;
б) Al2O3 → Al2(SO4)3 → Al(OH)3 → Al2O3.
2. С какими из перечисленных веществ может реагировать гидроксид калия: SO2, HNO2, Ba(OH)2, P2O5, CuSO4, H3PO4.
Составьте уравнения осуществимых реакций.
17. ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ
Реагент или энергетическое воздействие
Кислота
Металл
Основной или амфотерный оксид
Основание
Соль
Соль + водород1
Соль + вода
Соль + вода
Соль + кислота3
Кислотный оксид + вода
или
Кислотный оксид + кислород + вода2
Нагревание
13
Примечания:
1 При условии, что металл в ряду напряжений стоит до водорода (кроме
азотной и концентрированной серной кислоты).
2 Только непрочные кислоты разлагаются при нагревании или на свету.
3 При условии образования нерастворимой в кислотах соли или более
слабой (более летучей) кислоты (по сравнению с исходной кислотой).
18. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 7
Даны вещества:
Fe, Al2O3, SO2, Hg, P2O5, Cu(OH)2, Au, Pb(OH)2, KOH.
С какими из этих веществ реагирует:
Вариант 1.
Серная кислота.
Вариант 2.
Соляная кислота.
Составьте уравнения осуществимых реакций.
19. ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ
Реагент или энергетическое воздействие
Соль
Металл
Соль + металл1
Кислота
Соль + кислота2
Основание
Соль + вода3
Соль
Соль + соль4
Нагревание
Оксиды металла и неметалла
(и(или) другие продукты)5
Примечания:
1 В ряду
напряжений каждый предыдущий металл может вытеснять
все последующие из растворов их солей (кроме наиболее активных – щелочных и щелочно – земельных металлов).
2 Реакция осуществима, если образуется:
а) нерастворимая соль или
б) более слабая (более летучая) кислота.
3, 4 При условии, если исходные вещества растворимы, а хотя бы один
из продуктов реакции нерастворим.
5 Многие соли некоторых кислородосодержащих кислот при нагревании разлагаются.
14
20. ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА № 8
Вариант 1.
1. С какими веществами реагирует хлорид кальция, если получается:
а) карбонат кальция,
б) сульфат кальция,
в) ортофосфат кальция.
2. Допишите уравнения реакций:
CuSO4 + ? = ? + Na2S04
? + NaOH = NaCl + ?
Вариант 2.
1. С какими веществами реагирует хлорид кальция, если получается:
а) хлороводород,
б) гидроксид кальция,
в) нитрат кальция.
2. Допишите уравнение реакции:
Zn + ? = ZnCl2
BaCl2 + ? = BaSO4 + ?
21. ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА  
ОСНОВНЫХ КЛАССОВ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Реагент
Неметалл1
Кислотный
оксид
Кислота
Соль
Вода
ОсноваСоль + водо- Соль + ме- ние + водород2
род
талл
Оксид металла + водород
Металл
Соль
–
Основной
оксид
–
Соль
Основание
–
Соль
–
–
Соль + кисСоль + соль
лота
Кристаллогидраты4
Вода
–
Кислота
Кристалло- Кристаллогидраты3
гидраты4
–
Соль + вода
Соль + вода Соль + вода
–
Щелочь
Соль + основание
Кристаллогидраты5
15
Примечания:
1 Здесь
неметалл – элемент, образующий бескислородные кислоты.
металлы (щелочные, щелочно-земельные и алюминий) образуют в реакции с водой основания и водород, среднеактивные металлы
при нагревании с водой образуют оксиды и водород.
3, 4, 5 Продукты взаимодействия кислот, щелочей и солей с водой – кристаллогидраты – в данном пособии не рассматриваются.
6 Кроме того, многие соли при взаимодействии с водой образуют продукты гидролиза.
2 Активные
22. ДОМАШНЯЯ КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА
Осуществите превращения, уравнения реакции записать в молекулярном и ионном видах. Укажите тип реакции.
Вариант 1.
1. P → P2O3 → P2O5 → Na3PO4 → H3PO4.
2. Cu → CuO → CuCl2 → Cu(OH)2 → H2O → H2SO4 → K2SO4 →
→ BaSO4.
3. Al(OH)3 → AlCl3 → Al(OH)3 → Al(NO3)3 → Al(OH)3.
Вариант 2.
1. Zn → ZnCl2 → Zn(OH)2 → ZnO → ZnCl2 → Zn.
2. Fe → FeCl2 → Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → FeO.
3. S → SO2 → SO3 → H2SO4 → CuSO4 → BaSO4.
Вариант 3.
1. Cu → CuSO4 → Na2SO4 → NaOH → Na3PO4 → NaOH.
2. C → CO → CO2 → CaCO3 → CO2 → Na2CO3.
3. K → K2O → KOH → KCl → K2SO4.
Вариант 4.
1. Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaCO3 → CO2.
2. Mg → MgSO4 → Mg(OH)2 → MgO → MgCl2.
3. N2 → N2O5 → HNO3 → Ba(NO3)2 → BaSO4.
Вариант 5.
1. Na→NaOH→Na2SiO3→H2SiO3→H2O→H2.
2. Ca→Ca(OH)2→CaCO3→CO2→Na2CO3→NaNO3.
3. SO2→SO3 →H2SO4→FeSO4→Fe(OH)2.
Вариант 6.
1. BaO →Ba(OH)2 →BaSO3 →SO2 →Ba(OH)2.
16
2. Cu(OH)2 → CuO →Cu → CuO →CuCl2 →Cu(OH)2.
3. CuSO4 →Cu(OH)2 →CuO →CuCl2 →AgCl.
Вариант 7.
1. Ag → AgNO3 → AgCl → Ag → Ag2S.
2. Li →Li2O → LiOH → Li3PO4 → Li2SO4 → LiCl.
3. Si →SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → SiO2.
Вариант 8.
1. CaCO3 → CO2 → Na2CO3 → Na2SO4 → BaSO4.
2. P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2 → H3PO4.
3. FeCl2 → Fe(OH)2 → FeO → Fe2O3 → FeCl3 → Fe(OH)3 → Fe2O3.
Вариант 9.
1. Хлорид кальция → карбонат кальция → углекислый газ
→карбонат кальция → оксид кальция → гидроксид кальция.
2. Литий → оксид лития → гидроксид лития → ортофосфат лития → →сульфат лития → хлорид лития.
3. Медь → гидроксид меди (11) → карбонат меди (11) → оксид
меди (11) → нитрат меди (11).
Вариант 10.
1. Натрий → гидроксид натрия → хлорид натрия → натрий.
2. Диоксид углерода → карбонат натрия → диоксид углерода →
угольная кислота.
3. Оксид железа (11) → оксид железа (111) → сульфат железа
(111) → сульфат бария.
17
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ
(РЯД АКТИВНОСТИ)
Li, Rb, Cs, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni,
Sn, Pb, H2, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
Правило 1.
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняют
его из водных растворов кислот (кроме концентрированной серной
и азотной кислот любой концентрации).
Правило 2.
Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, не вытесняют его из водных растворов кислот.
Правило 3.
В ряду напряжений каждый предыдущий металл вытесняет все
последующие из водных растворов их солей (кроме щелочных и
щелочно-земельных металлов).
ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Al3 + Fe3 + н
р
р
н
м
р
Fe2 + н
р
р
–
м
р
Pb2 + м
р
р
–
м
м
Hg2 + р
р
р
–
м
н
Cu2 + –
р
н
н
м
м
Zn2 + р
р
р
р
р
р
Mg2 + р
р
р
р
р
р
Ca2 + Ag + р
р
р
р
р
р
Ba2 + K + Na + р
р
р
р
р
NH4 + OH–
NO3–
Cl–
S2–
SO32–
SO42–
H + Ионы
Растворимость кислот, оснований и солей в воде (при 20° С)
н
р
р
н
–
р
–
р
р
н
–
–
н
р
м
н
н
м
н
р
р
н
м
р
н
р
р
–
–
р
н
р
р
–
–
р
CO32
р
р
р
р
м
н
н
м
н
н
н
н
н
–
–
SiO32–
PO43–
н
р
–
–
р
р
р
р
н
н
н
н
м
н
–
м
н
н
–
н
–
н
н
н
н
н
–
н
–
н
CH3COO
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
р
Р – растворимые (больше 1 г в 100 г воды);
М – малорастворимые (от 1 г до 0,001 г воды);
Н – нерастворимые (меньше 0,001 г в 100 г воды);
черточка – разлагаются водой или не существуют.
18
ЛИТЕРАТУРА
1. Недосекин В. И. Классы неорганических соединений, СПб.:
Специальная литература, 2010. 45 с.
2. Рябов М. А. Краткий справочник по химии, М.:АСТ, 2009.
320 с.
3. Варавва Н. Э. Химия. М.: Эксмо, 2012. 207 с.
4. Никольский А. Б. Химия. СПб.: Химиздат, 2010. 511 с.
5. Олиференко Г. П. Химия. М.: МГУЛ, 2010. 383 с.
6. Ганкин В. Ю. Общая химия. СПб.: Химиздат, 2011. 328 с.
7. Гаршин А. П. Общая и неорганическая химия. СПб.: Химиздат, 2013. 288 с.
19
СОДЕРЖАНИЕ
Введение.................................................................................. 3
1. Классификация неорганических веществ.................................. 4
2. Степень окисления................................................................ 4
3. Составление формул............................................................... 5
4. Практическая работа № 1....................................................... 6
5. Оксиды................................................................................ 6
6. Практическая работа № 2....................................................... 7
7. Основания............................................................................ 7
8. Практическая работа № 3....................................................... 8
9. Кислоты............................................................................... 8
10. Соли................................................................................... 9
11. Практическая работа № 4...................................................... 10
12. Классификация химических реакций..................................... 10
13. Характерные химические свойства оксидов............................. 11
14. Практическая работа № 5...................................................... 12
15. Характерные химические свойства оснований......................... 12
16. Практическая работа № 6...................................................... 13
17. Характерные химические свойства кислот.............................. 13
18. Практическая работа № 7...................................................... 14
19. Характерные химические свойства солей................................ 14
20. Практическая работа № 8...................................................... 15
21. Характерные химические свойства основных классов
неорганических соединений....................................................... 15
22. Домашняя контрольная работа.............................................. 16
Приложение 1.......................................................................... 18
Приложение 2.......................................................................... 18
Литература.............................................................................. 19
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
0
Размер файла
780 Кб
Теги
shatalov
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа