Тема: основные понятия химии icon

Тема: основные понятия химии




НазваТема: основные понятия химии
Сторінка1/3
Дата14.04.2013
Розмір0.55 Mb.
ТипДокументи
  1   2   3

ЗАНЯТИЕ 1.

ТЕМА: ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

1. ПРЕДМЕТ И ЗАДАЧИ ХИМИИ

Окружающий нас мир образован различными видами материи, которая находится в состояниинепрерывного движения, изменения и развития. При этом одни формы движения могут переходитьв другие. Так механическое движение переходит в тепловое, тепловое – в химическое, химическое –в электрическое и т.д. Отдельные формы движения материи изучаются различными естественныминауками: физикой, химией, биологией и др.

Химия – наука о веществах, их свойствах, строении и взаимных превращениях. Предметом изучения химии являются химические элементы и их соединения, а также закономерности, которымподчиняются различные химические реакции.

Под химической реакцией (химическим изменением) понимается процесс образования из однихвеществ, других, новых веществ. При этом происходят такие физические изменения как: выпадениеили растворение осадков, выделение газов, изменение цвета, температуры, образование пламени,взрыв. Поэтому химия тесно связана с физикой. Химия также связана и с биологией, посколькужизненные процессы сопровождаются непрерывными химическими реакциями.

Современная химия настолько обширная область естествознания, что многие её разделы посуществу являются самостоятельными науками, хотя и тесно взаимосвязанными: неорганическаяхимия, органическая химия, биохимия, физическая химия, аналитическая химия,фармацевтическая химия и др.

В современной жизни, особенно в производстве, химия играет очень важную роль, решая при этомследующие задачи:

— изучение строения веществ;

— описание веществ (выявление их свойств);

— определение для веществ области применения;

— разработка способов получения веществ.

Отсюда важнейшая задача химии – всемерное развитие химической промышленности, полноеиспользование во всех областях достижений современной химии.

Химические методы исследования и химические теории находят применение в физике, биологии,медицине, – в разрешении их проблем.


^ ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ, ЗНАКИ, ФОРМУЛЫ

Одно из основных понятий химии – понятие о химическом элементе. Под химическим элементомпонимается определенный вид атомов содинаковым положительным зарядом

ядра. Сейчас известно 114 химическихэлементов (многие получены ядернымсинтезом). Из них в природе найдено 88.

Элементы принято обозначатьхимическими знаками или символами,состоящими только из первой или изпервой и одной из последующих буквлатинского наименования. Такие символывведены в науку в 1813 г. Шведскимхимиком Берцелиусом. Химический знак

обозначает не только название, но также1 атом и 1 моль атомов данного элемента.

Из химических элементов состоят всевещества, которые подразделяются напростые и сложные. Простые вещества состоят из атомов, молекул или кристаллов,образованных одним химическим элементом.

Сложные вещества состоят из молекул или кристаллов, образованных разными

химическими элементами. Если один элемент образует несколько простых веществ, такое

явление называется аллотропией (О2 и О3; Р4 и Рn…). Элементарный состав веществ обозначаютхимической формулой. При этом вещества с атомным строением (металлы, некоторые неметаллы –C, Si, В) обозначают как и элемент символом.

Химическая формула – это условная запись химического состава вещества, выполненная припомощи химических символов и индексов: H2O, NaOH, H3PO4

Она обозначает:

1). Химический состав вещества;

2). 1 молекулу вещества;

3). 1 моль вещества.

По химической формуле можно определить массовую долю ω (или w) каждого элемента в веществе:

В природе распространены не чистые вещества, а в основном смеси: воздух, вода, горные

породы… Смеси могут быть гомогенными (однородными) – воздух, сплавы металлов или

гетерогенными (неоднородными) – дым, туман, суспензии… Как чистые вещества, так и смесинаходят разнообразное применение в хозяйстве.


^ 2. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ

Основы этого учения заложил и впервые применил в химической практике русский учёный-энциклопедист М.В.Ломоносов. Главные положения учения изложены в его работе «Элементыматематической химии», вышедшей в 1741 году. Сущность учения можно свести к следующему:

1. все вещества состоят из молекул (по Ломоносову «корпускул»);

2. молекулы состоят из атомов (по Ломоносову – из «элементов»);

3. частицы вещества, то есть молекулы и атомы, находятся в непрерывном хаотическом

движении; тепловое состояние тел есть результат движения этих частиц;

4. молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных

веществ – из разных атомов.

Лишь через 67 лет после М.В.Ломоносова атомно-молекулярное учение стало известно в

зарубежной Европе благодаря трудам английского учёного Джона Дальтона. Окончательно же оноутвердилось в науке в середине 19 века. Велики заслуги в развитии учения таких учёных как АмедеоАвогадро, Жозеф Пруст, Д.И. Менделеев и других. В 1860 на Международном химическом съездебыли приняты определения понятий «молекула» и «атом».

Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими

свойствами. Химические свойства молекулы определяются её составом и строением.

Атом – это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, состоящая из

положительного ядра и отрицательно заряженных электронов.Молекулы в химических реакциях разрушаются и образуются вновь, а атомы остаютсянеизменными.

Согласно современным представлениям из молекул состоят лишь газообразные и жидкие (в парах)вещества, а твёрдые – только имеющие молекулярную кристаллическую решётку. Большинство жетвёрдых неорганических веществ имеют немолекулярное строение и состоят из ионов или атомов,образуя макротела (обычно – кристаллы).

В 1808 году французский учёный Жозеф Пруст сформулировал закон постоянства состава – один из основных законов химии:«Всякое чистое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный иколичественный состав независимо от способа получения и местонахождения».Понятно, что этот закон неприменим к веществам в ионном, металлическом и атомном состоянии.Например, оксид урана (+6) обычно записывают UO3, на деле же его простейшая формула лежит впределах от UO2,5 до UO3. На основании этого закона, учитывая валентность элементов, составляюти записывают химические формулы веществ: Н2О, СО2, С2Н5 ОН и другие.


^ 3. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ

Современные методы исследования позволяют определить очень малые массы атомов с большойточностью. Так m A(Н) = 1,674 × 10 -27 (кг), m A(С) = 1,993 × 10 -26 (кг). Естественно, что такимималыми величинами пользоваться неудобно, поэтому в химии традиционно применяются неабсолютные значения атомных масс, а относительные. С 1961 г. за единицу атомной массы сталиприменять 1/12 массы атома ¹²С.

^ Аr – относительная атомная масса–этовеличина, которая показывает во сколько раз

масса данного атома больше 1/12 массы атома¹²С.В периодической системе указаны точныезначения Аr с учетом распространенности вприроде разных изотопов данного элемента.При расчетах принято их округлять:

Ar (H) = 1; Ar(C) = 12 ;Ar (O) = 16; Ar(Fe) = 56.

Лишь Аr(Cl) = 35,5. Аr – одна из главныххарактеристик химического элемента.

Молекулы веществ состоят из атомов и ихмассы также ничтожно малы. Поэтому в

расчетах применяют относительнуюмолекулярную массу.

^ Мr – относительная молекулярная масса – этовеличина, которая показывает во сколько размасса данной молекулы больше 1/12 массыатома 12С. Мr численно равна сумме Аr всехатомов, входящих в состав молекулы, поэтомуее легко сосчитать по формуле вещества,например:

Мr(H2SO4) = 1— 2+ 32 + 16— 4 =98; Mr(CaCO3) = 40 + 12 + 16 — 3 = 100.

В химических реакциях молекулы разрушаются и образуются вновь. В 1748 году М.В.Ломоносовоткрыл закон, характеризующий количественную сторону химических реакций. Этот закон былназван законом сохранения массы веществ Ломоносов экспериментально подтвердил его в 1756году. Современная формулировка этого закона такова:Масса исходных веществ равна массе продуктов реакции.

С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон можно объяснить так. В химическихреакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, они лишь группируются в новые молекулы.Общее число атомов каждого элемента до реакции и после нее остается неизменным (отсюданеобходимость коэффициентов). А поскольку атомы имеют постоянную массу – не изменяется ихсуммарная масса до реакции (т.е. масса исходных веществ), и суммарная масса после реакции, (т.е.масса продуктов реакции).

2 Cu + O2 → 2 CuO

2 атома 1 молекула 2 молекулы

( 2 атома) (2 атома) (4 атома)

64 · 2 + 16 · 2 = 2· ( 64 + 16)

128 +32 = 160

160 = 160

Закон сохранения массы лишь частный случай общего закона сохранения массы веществ и энергии,который выражается уравнением Эйнштейна:Е = mс2

Закон сохранения массы – материальная основа для составления уравнений химических реакций,он позволяет производить по ним количественные расчеты.


Задания

1. Укажите сумму всех коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия концентрированной нитратной кислоты с медью.

2. Вычислите молекулярную массу вещества с формулой К[А1(ОН)42О)2]

3. Значение закона сохранения массы заключается в следующем:

  1. он подтверждает, что вещества не исчезают бесследно и не обра­зуются из ничего;

  2. подтверждает выводы о том, что сущность химических реакций заключается в перегруппировке атомов исходных веществ и об­разовании новых соединений;

  3. позволяет составлять уравнения химических реакций и прово­дить расчеты по ним.

4. Среди приведенных явлений выберите химические:

а) выпадение снега;

б) ржавение железа;

в) плавление сахара;

г) гниение древесины; ,

д) горение дров;

е) конденсация воздуха.

5. Среди перечисленных явлений выберите физические:

а) скисание молока;

б) плавление свинца;

в) горение бензина;

г) таяние снега;

д) опадение листвы;

е) выпадение осадка.

6. Что означают коэффициент и индекс? В чем отличие между ними?

Что означает запись: a) 4Fe, б) 502, в) ЗН20, г) 60, д) 2С02? При взаимодействии водорода Н2 и кислорода 02 образуется вода Н20. Составьте уравнение этой реакции.

7. При горении (взаимодействии с кислородом 02) железного по­рошка Feобразуется оксид железа(ІІІ) Fe203. Составьте урав­нение этой реакции.

8. При разложении сахарозы С12Н22Оп образуется уголь С и вода Н20. Составьте уравнение этой реакции.

9. При разложении воды под действием электрического тока образовалось 0,6 г водорода и 4,8 г кислорода. Какая масса воды, которая разложилась? Составьте уравнение этой реак­ции.

10. Определите массу оксида кальция, который образуется при взаимодействии 3,43 г кислорода и 8,57 г кальция. Составьте уравнение этой реакции.

11. Определите массу хлорида натрия, который образуется при вза­имодействии натрия массой 10 г с хлором массой 14 г. Составьте уравнение этой реакции.

12. При нагревании 111г малахита (CuOH)2 С03 образовалось 80 г оксида меди(И), 9 г воды и углекислый газ. Какая масса угле¬кислого газа, который выделился? Составьте уравнение этой реакции.

13. Проверьте, правильно ли подобраны коэффициенты в уравне¬ниях реакций. Если найдете ошибки, исправьте их:

а) Са + 02 = 2СаО;

б) Na + 2S = 2Na2S;

в) ЗР+2Са = Са3Р2;

г) 2К + Н20 = 2КОН + Н2;

д) А1203 + 2НС1 = 2А1С13 + Н20;

е) 2СаС03 = 2СаО + С02.

14. Проверьте, правильно ли подобраны коэффициенты в уравне¬ниях реакций. Если найдете ошибки, исправьте их:

а) 2Na + 02 =Na20;

б) Ca + 2S = 2CaS;

в) ЗР + 2Ва = 2Ва3Р2;

г) Na + 2H20 = 2NaOH + 2H2;

д) CaO + 2HC1 = 2CaCl2 + H20;

е) Al (OH )3 = 2A1203 + H20.

15. Найдите соответствие между исходными веществами и продук¬тами реакции. Запишите уравнения реакций.

Исходные вещества: Продукты реакции:

1) С и 02; a) Na2S;

2) Na и S; б) СаС12;

3) Са и С12. в) С02.

16. Найдите соответствие между исходными веществами и продук¬тами реакции. Запишите уравнения реакций.

Исходные вещества: Продукты реакции:

1) N и 02; a) CaS;

2) Са и S; б) КС1;

3) К и С12. в) N02.


ЗАНЯТИЕ 2

^ ТЕМА: МОЛЬ – ЕДИНИЦА КОЛИЧЕСТВА ВЕЩЕСТВА. МОЛЯРНАЯ МАССА, МОЛЯРНЫЙ ОБЪЕМ. ПОСТОЯННАЯ АВОГАДРО. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ПЛОТНОСТЬ ГАЗОВ.


1. МОЛЬ

Наряду с широко известными характеристиками вещества – массой и объёмом в химии

используется и такая специфическая величина как количество вещества – n (другое применяемоеобозначение-n). Имеется в виду «вещество» в широком понимании, т.е. материя.

Единицей измерения количества вещества служит м о л ь. 1 моль любого вещества содержит 6,02 ´1023 структурных единиц данного вещества (атомов, молекул, ионов …). Эта величина носитназвание постоянной Авогадро и обозначается Na :

o 1 моль Na содержит 6,02 ´ 1023 атомов натрия;

o 1 моль Na+ содержит 6,02 ´ 1023 ионов натрия;

o 1 моль NaCl содержит по 6,02 ´ 1023ионов как натрия, так и хлора;

o 1 моль Cl2 содержит 6,02 ´ 1023 молекул хлора.

1 моль – это такое количество вещества, в котором содержится столько же структурных

единиц, что и в 12 г изотопа 12С.

^ 2. МОЛЯРНАЯ МАССА

Масса 1 моль вещества, выраженная в граммах, называется молярной массой и обозначаетсяМ(г/моль). Численное значение молярной массы легко определить, для этого используютПериодическую систему. М численно равна:

− у веществ с атомным строением – Ar;

− у веществ с молекулярным строением – Mr.

Можно записать, что {Ar} = M (г/моль) и {Mr} = M (г/моль), где г/моль — обычная в химии единицаизмерения молярных масс:

М(Сu) = 64 г/моль; М(H2O) = 18 г/моль; М(C6H12O6) = 180 г/моль.

^ 3. ЗАКОН АВОГАДРО

Изучение свойств газов позволило итальянскому учёному Амедео Авогадро в 1811 году выдвинутьгипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными и стала называтьсязаконом Авогадро:

«В равных объёмах разных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержитсяодинаковое число молекул».

Поскольку 1 моль любого вещества, в том числе и газа, содержит одинаковое число частиц,следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объём. Принормальных условиях (н.у.), то есть температуре 273 К (0о С) и давлении 101,325 кПа (760 мм рт.ст.), этот объём легко рассчитать.

Vm(O2) = 32г/моль : 1,43г/л = 22,4 л/моль.

Тот же результат получаем и для других газов:

Vm(H2) = 2г/моль : 0,09г/л = 22,4 л/моль;

Vm(N2) = 28г/моль : 1,25 г/л = 22,4 л/моль.

Итак, при н.у. молярный объём газов составляет:

Vm = 22,4 л/моль

Если вещество газообразное, то его молярная масса может быть определена с помощью законаАвогадро. ^ Следствие из закона гласит:

массы двух газов, взятых в одинаковых объёмах, относятся как их молярные массы

m1 / m2 = M1 / M2. Другое следствие из закона может быть применено для определения объёма газа: объёмыучаствующих в реакции газов относятся друг к другу как небольшие целые числа(численноравные стехиометрическим коэффициентам)

V1 / V2 = n1 / n2

Отношение массы одного газа к массе другого газа (при одинаковом объёме) называется

относительной плотностью первого газа по второму. Измерения газов обычно производят приусловиях, отличных от стандартных. В этом случае для приведения газа к н.у. можно

воспользоваться объединённым газовым законом Бойля – Мариотта и Гей – Люссака:

PV / T = P0V0 / T0 => V = P0V0T / PT0

Где

  • V0 – объём газа при н.у., то есть при P0 = 101,325 кПа и T0 = 273K;

  • V – объём газа при давлении Р и температуре Т.

Если известно количество вещества или масса газа, а нужно вычислить объём, то применяютуравнение Клапейрона – Менделеева:

PV =mRT / M или PV = nRt

Где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/ моль × град.

Задания

1. Укажите единицу измерения молярного объема:

А) моль -1

Б) л/моль

В) г/моль

Г)л/кг

2. Установите соответствие между определением и понятием, к которому оно относится:

1) химический элемент

2) атом

3) молекула

4) относительная атомная масса

А) наименьшая частица вещества, которая сохраняет его свойства

Б) вид атомов с одинаковым зарядом ядра

В) наименьшая химически неделимая частица вещества, которая имеет ядро

Г) вещества, которое не имеет примесей

Д) отношение массы атома к массе 1/12 атома Карбона

3. Укажите фамилию ученого, который открыл закон объемных соотношений:

А) Менделеев

Б) Лавуазье

В) Бутлеров

Г) Авогадро

4. Вычислите молярные массы веществ по их формулам:

Mg(N03)2, Cu(OH)2, А1(No3)3,k[А1(oН)42o)2],

Na2[Zn(CN)4], Mg(HC03)2.

5. Вычислите количество вещества атомов кислорода, которые содержатся в 1 моль а) оксида марганца(Н); б) оксида марганца(Ш); в) оксида марганца(ІУ); г) оксида марганца(У11).

6. Вычислите количество вещества атомов кислорода, которые содержатся в 1 моль а) оксида азота(1); б) оксида азота(Н);

в) оксида азота(ІІІ); г) оксида азота(У).

7. Какое количество вещества содержится в 1 кг: а) хлорида на­трия; б) оксида азота(Н); в) сульфида алюминия; г) фосфида кальция; д) фторида бария.

8. Какое количество вещества содержится в 700 г: а) хлорида ка­лия; б) оксида углерода(ІУ); в) сульфида алюминия; г) фосфида бария; д) фторида кальция.

9. Какое количество вещества атомов углерода и водорода содер­жится в 1 моль веществ: а) СН4; б) С2Н6; в) С4Н10; г) С6Н6?

10. Какое количество вещества содержится в оксиде фосфора(У) массой 560 г? Определите число молекул.

11. Какое количество вещества атомов кислорода содержится в 1 моль вещества:

а) оксида натрия;

б) оксида углерода(ІІ);

в) оксида серы(1У);

г) оксида серы (УІ);

д) оксида марганца(УІІ);

е) оксида бора(ІІІ);

ж) оксида фосфора(У).

12. Используя формулу для расчета массовой доли элемента в веществе, определите, какое количество вещества атомов кислорода и хлора содержится в 100 г таких оксидов:

а) С120;

б) С102;

в) С1207.

13. Масса образца азотной кислоты HN03 225 г. Вычислите количество вещества: а) азотной кислоты; б) атомов азота; в) атомов водорода; г) атомов кислорода в этом образце.

14. Образец соединения углерода с водородом массой 0,8 г содержит 0,05 моль вещества. Найдите молярную массу этого вещества и определите его формулу.

15. Определите формулу соединения хрома с кислородом, в котором массовая доля кислорода равняется 48 %.

16. В оксиде некоторого двухвалентного металла массовая доля кислорода составляет 53,35%. Определите металл. Напишите формулу.

17. Вычислите количество вещества и число атомов кислорода, который содержится:

а) в 3 г сернистого газа S02;

б) 40 г углекислого газа.

18. В составе некоторого соединения на один атом кальция приходится один атом углерода и три атома кислорода. Напишите формулу, вычислите массовые доли элементов и отношение масс. Какому количеству вещества соответствует его масса 47,5 г? 19. В составе некоторого соединения на два атома калия приходится один атом кремния и три атома кислорода. Напишите формулу, вычислите массовые доли элементов и отношение масс. Какому количеству вещества соответствует его масса 475 г?

20. В составе некоторого соединения на два атома натрия приходится один атом серы и четыре атома кислорода. Напишите формулу, вычислите массовые доли элементов и отношение масс. Какому количеству вещества соответствует ее масса

252,5 г?


ЗАНЯТИЕ 3

^ ТЕМА:СТРОЕНИЕ АТОМА. СОСТАВ ЯДРА АТОМА, РАДИОАКТИВНОСТЬ.


СТРОЕНИЕ ЯДРА АТОМА

В 1932г. после открытия протона и нейтрона учеными Д.Д. Иваненко (СССР) и В. Гейзенберг (Германия) была выдвинута протонно-нейтронная модель ядра атома.



Согласно этой модели:

- ядра всех химических элементов состоят из нуклонов: протонов и нейтронов

- заряд ядра обусловлен только протонами

- число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента

- число нейтронов равно разности между массовым числом и числом протонов (N=A-Z)

Условное обозначение ядра атома химического элемента:



X – символ химического элемента

А – массовое (нуклонное)число, которое показывает :

- массу ядра в целых атомных единицах массы (а.е.м.)

(1а.е.м. = 1/12 массы атома углерода)

- число нуклонов в ядре

- (A = N + Z) , где N – число нейтронов в ядре атома

Z – зарядовое (протонное)число, которое показывает:

- заряд ядра в элементарных электрических зарядах (э.э.з.)

( 1э.э.з. = заряду электрона = 1,6 х 10 -19 Кл)

- число протонов

- число электронов в атоме

- порядковый номер в таблице Менделеева

Модель строения атома

Научные исследования, проводившиеся в конце XIX - начале XX вв. позволили предложить следующую модель строения атома:

1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.

2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.

3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов ( нуклонов). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.


Ядро - это центральная позитивно заряженная часть атома, в которой сосредоточена его масса.

Электрон - частица с негативным зарядом, который условно принят за -1.

Нейтрон - нейтральная частица, не имеющая электрического заряда. Масса нейтрона равна 1 а. е. м.

Протон - положительно заряженная частица, с такой же массой, как и нейтрон. Заряд протона равен заряду электрона и противоположен по знаку.

Число протонов в ядре атома равно числу электронов. Это число определяет заряд ядра атома элемента и его порядковый номер элемента в таблице Менделеева.

При известных условиях нейтрон может превращаться в протон и наоборот.

Атомные массы элементов в периодической таблице являются средним значением из массовых чисел природных смесей из изотопов. Поэтому они не могут, как считал Менделеев, служить главной характеристикой атома и элемента. Такой характеристикой является заряд ядра атома. Он определяет число электронов в нейтральном атоме, которые распределяются вокруг ядра по определенным орбитам и определяют химические свойства атомов. В результате этого было дано новое определение химического элемента и уточнена формулировка периодического закона:

Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Свойства элементов, а также свойства и формы их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома элемента.

Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).

Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.

Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .



Открытое Беккерелем явление радиоактивности было первым примером ядерных реакций - превращений ядер одного элемента в ядра другого элемента. Сейчас известно очень много ядерных реакций; все они относятся к физическим явлениям и поэтому в обычном курсе химии не рассматриваются.

Радиоактивность

Открытие радиоактивности связывают с именем А. Беккереля, который в 1896 г. обнаружил самопроизвольное испускание ураном ранее неизвестного излучения. Термин радиоактивность (лат. radio – излучаю, activus – действенный) был предположен в 1898 г. М. Кюри. В последующие два года работами Э. Резерфорда было установлено, что это излучение состоит из трех видов – положительно заряженных α-лучей, отрицательно заряженных β-лучей и незаряженных γ-лучей, которые вскоре были идентифицированы соответственно как пучки ядер гелия (α-лучи), пучки электронов (β-лучи) и электромагнитное излучение (фотоны) с частотами, значительно превышающими частоты рентгеновского излучения (γ-лучи). Испускание α- и β-лучей сопровождается превращением химических элементов:









На основании изучения этих типов радиоактивного превращения было сформулировано правило смещения (К. Фаянс, Ф. Содди, 1913 г.): α-распад сопровождается образованием изотопа элемента с массой на 4 единицы меньше, смещенного в периодической таблице на два номера к началу, а β-распад приводит к образованию изотопа элемента, смещенного на один номер к концу периодической системы (без изменения массового числа).

Кроме основного β-распада известны еще два его варианта – испускание позитрона и электронный захват. Испускание позитрона сопровождается превращением протона в нейтрон, в результате чего атомный номер элемента уменьшается на единицу:





















Электронный захват обусловлен захватом электрона из электронной оболочки атома протоном:












В результате электронного захвата атомный номер элемента уменьшается на единицу:









Кроме природных (естественных) радиоактивных изотопов , начиная с 1934 года получено более 1200искусственных изотопов. Супруги Ирен и Фредерик Жолио-Кюри получили первые искусственные изотопы

Устойчивость атомного ядра зависит от отношения числа нейтронов к числу протонов, а также четности или нечетности их числа, при этом ядра с четными числами протонов и нейтронов, как правило, устойчивее ядер с нечетными числами нуклонов (табл. 11.1).

^ Число устойчивых изотопов

Число протонов

Число нейтронов

157

четное

четное

52

четное

нечетное

50

нечетное

четное

5

нечетное

нечетное




Таблица 11.1.

Число устойчивых изотопов с разными числами нуклонов.

На рис. 11.1 приведен пояс устойчивости атомных ядер. Видно, что с возрастанием атомного номера отношение числа протонов к числу нейтронов для устойчивых ядер возрастает. Большинство радиоактивных изотопов расположено вне пояса устойчивости.



Рисунок 11.1.

Зависимость числа нейтронов от числа протонов в ядрах устойчивых изотопов.

Ядра с числом протонов 84 и более неустойчивы. Ядра с числом нуклонов 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 более устойчивы, чем ядра элементов, расположенных рядом в периодической системе. Эти числа называют магическими .




Модель 11.1. Стабильность ядер.

Спонтанное деление – еще один тип радиоактивного распада. Оно представляет собой самопроизвольный распад тяжелых ядер с Z ≥ 92 на два (реже на три или четыре) осколочных ядра, соответствующих середине периодической системы. Поскольку отношение N/Z для изотопов тяжелых элементов больше, чем для устойчивых изотопов середины периодической системы, спонтанное деление сопровождается испусканием 2–4 нейтронов и последующими β-распадами осколочных ядер.

Радиоактивное превращение природных радиоактивных изотопов тяжелых элементов, начинающееся с одного родоначальника и заканчивающееся стабильным изотопом, объединены в так называемые радиоактивные ряды . Теоретически возможны четыре радиоактивных ядра с массовыми числами A = 4n, 4n + 1, 4n + 2 и 4n + 3, где n – целое число. В природе обнаружены три радиоактивных ряда: ряд урана-238 (A = 4n + 2; n = 51–59), завершающийся свинцом-206, ряд тория-232 (A = 4nn = 52–58), завершающийся свинцом-208, ряд актиноурана (A = 4n + 3, n = 51–58), начинающийся с урана-235 и завершающийся свинцом-207. Эти ряды существуют потому, что их родоначальники имеют периоды полураспада T 1/2 (т. е. время, за которое распадается половина исходного количества радиоактивного изотопа), соизмеримые со временем существования Земли *). Четвертый радиоактивный ряд (A = 4n + 1, n = 52–59) называют иногда рядом нептуния (T 1/2 = 2,2 млн. лет), завершается он висмутом-209.

*) Время жизни Земли оценивается в 4,5 млрд лет.



Рисунок 11.2.

Счетчик Гейгера.

Выше упоминалось, что все элементы тяжелее радиоактивны, все их изотопы претерпевают радиоактивный распад (Z = 84–109). Известны только два более легких радиоактивных элемента, и . В природной смеси изотопов следующих элементов содержатся радиоактивные изотопы: , , , , , , , , , , , , , , , К ним следует добавить который образуется в атмосфере под действием космического излучения и всегда присутствует в живых организмах. После их гибели поступление углерода-14 прекращается и начинается его распад









Поскольку T 1/2 углерода-14 составляет 5500 лет, радиоуглеродный метод дает возможность определять возраст биологических объектов.

Радиоактивное излучение воздействует на вещество и, передавая веществу энергию, вызывает в нем электронное возбуждение, ионизацию и разрыв химических связей. Особенно опасно радиоактивное излучение для биологических объектов, поскольку оно может нарушить нормальное функционирование клеток, приводя к необратимым последствиям и даже к летальным исходам. Воздействие радиоактивного излучения на организм зависит от проникающей способности излучения. Из трех видов внешнего радиоактивного излучения наименьшей проникающей способностью обладает α-излучение, которое практически полностью поглощается кожным покровом. Бета-излучение способно проникать под кожный покров на глубину до 1 см. Попадание в организм носителей этих радиоактивных излучений весьма опасно. Наибольшую опасность представляет собой гамма-излучение, поскольку оно обладает весьма высокой проникающей способностью.

Задания

1. Обозначьте общую химическую формулу высшего оксида, который образует элемент с протонным числом 15:

а)PH3

б)H3PO4

в)P2O5

г) P2O3

2. Определите количество вещества бромид-ионов в растворе алюминий бромид, который содержит указанную соль количеством вещества 1,5 моль.

3. Установите соответствие между объемом газа и его массой в (г):

а) 224 млCl

б) 0,448л О2

в) 67,2 лN2

г) 11,2 л NO

1) 0,34

2) 15,0

3) 0,64

4) 0,71

5) 84,0

4. Укажите, во время какого процесса выделяется бета-частица:

1) 111Pd→111Ag

2) 222Rn →218 Po

3) 216At →212Bi

4) 208Po →204Pb




ЗАНЯТИЕ 4


^ ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.


1. ОКСИДЫ

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степениокисления - 2.Э2Оn

Например:

Na2O – оксид натрия

H2O – оксид водорода

FeO – оксид железа(ІІ)

Fe2O3 – оксид железа(ІІІ)

Близки к оксидам пероксиды, в которых кислород находится в степени окисления – 1 и образуетцепочку из двух атомов:

Na – O – Na оксид натрия

Na – O – O – Na пероксид натрия

H – O – H оксид водорода

H – O – O – H пероксид водорода

Ba = O оксид бария



Настоящие оксиды делятся на следующие группы:

1).Основные оксиды (солеобразующие), им соответствуют основания:

K2O → KOH щёлочь

Na2O → NaOH щёлочь

CaO → Ca(OH)2 щёлочь

FeO → Fe(OH)2↓

CuO → Cu(OH)2↓

Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами :

CaO + CO2 → CaCO3

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

Оксиды щелочных или щелочноземельных металлов растворяются в воде, образуя щёлочь:

K2O + H2O → 2KOH

BaO + H2O → Ba(OH)2

2)Кислотные (солеобразующие), этим оксидам соответствуют кислоты:

SO3 → H2SO4

N2O5 → HNO3

Cl2O7 → HClO4

Кислотные оксиды почти все растворяются в воде, образуя кислоту. Реагируют с основнымиоксидами и основаниями:

SO3 + H2O → H2SO4

CO2 + H2O → H2CO3

N2O5 + K2O → 2KNO3

Cl2O7 + Li2O → 2LiClO4

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓+ H2O

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O

3) Амфотерные (солеобразующие). Им соответствуют гидроксиды с двойственными свойствами:

ZnO → Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2

Al2O3 → Al(OH)3 ↔ H3AlO3

Cr2O3 → Cr(OH)3 ↔ H3CrO3

В зависимости от окружающей среды амфотерные оксиды реагируют:

В кислой среде как основные:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

В щелочной среде как кислотные:

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Оксиды d – металлов в зависимости от степени окисления могут быть основными, амфотерными икислотными:

+2

CrO– оксид хрома (ІІ) основный, Cr(OH)2↓

+3

Cr2O3 – оксид хрома(ІІІ) амфотерный,_ Cr(OH)3 ↔ H3CrO3

+6

CrO3 – оксид хрома (VІ) кислотный, H2CrO4 – сильная кислота

4).Безразличные или индифферентные (несолеобразующие).

Они не образуют ни кислот, ни оснований и неохотно вступают в химические реакции:

CO – оксид углерода (ІІ)

N2O – оксид азота (І)

Cl2O – оксид хлора (І)

Оксиды металлов по физическим свойствам – твёрдые порошкообразные вещества или кристаллыразличного цвета.

MgO– белый Cu2O – оранжевый

MnO2 – чёрный CuO– чёрный

Cr2O3 – зелёный Fe2O3 – красно-коричневый

Оксиды неметаллов обычно газы или летучие жидкости и очень редко твёрдые вещества.

CO2, SO2, N2O, NO2 –газыSO3, N2O3 –жидкостиP2O5 –твёрдый

Применение – природные оксиды металлов – руды.

Цветные оксиды металлов используются как пигменты в производстве красок: ZnO, TiO2 – белаякраска; Cr2O3 – зелёная; FeO, Fe2O3 – железный сурик.

Многие оксиды являются катализаторами реакций: K2O, Al2O3, V2O5 и др.

Оксиды неметаллов для получения кислот: SO3, NO2, SO2, P2O5

Получение. Многие оксиды добывают в природе как руды металлов, например: TiO2, Al2O3, Fe2O3 идр.

Искусственно получают при окислении простых веществ, доокислении низших оксидов до высших ипри разложении некоторых сложных веществ.

2Mg + O2 → 2MgO

2CO + O2 → 2CO2

CuCO3 → CuO + CO2

2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O

2. ОСНОВАНИЯ

Основания – это электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют гидроксид –анионы ОН-- . Т.к. не все основания являются сильными электролитами, определить их можно так:

основания – это сложные вещ-ва, состоящие из атомов металла, соединённых с гидросогруппамиМе (ОН)n

Ме(ОН)n ↔ nOH-- + Men+

Основания по современной номенклатуре называются гидроксидами металлов:

NaOH гидроксид натрия

КОН гидроксид калия

Fe(OH)2 гидроксид железа (+2)

Fe(OH)3 гидроксид железа (+3)

Сохраняются и исторические названия – едкий натр, едкое кали, гашёная известь. Число

гидроксогрупп называется кислотностью основания, т.е. способностью данного основания

нейтрализовывать кислоты:

NaOHоднокислотное

Ва(ОН)2 двухкислотное

Fe(OH)3 трёхкислотное

Основания бывают:

а) Растворимые в воде или щёлочи – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (сюдаотносятся также ТlОН и газообразное основание NH3 ).

Б) Гидроксиды прочих металлов ( в низших степенях окисления ) или нерастворимые основания:Сu(OH)2 , Fe(OH)2 , Fe(OH)3

в) Амфотерные гидроксиды – при диссоциации одновременно образуют катионы водорода Н+ игидроксид- аниона ОН--. Это Al(OH)3 , Be(OH)2 , Zn(OH)2 ,Cr(OH)3.

Основания кристаллические вещества различного цвета и растворимости (NH3 – газ). Щёлочи –мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов.

Химические свойства:

а) Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

Cu(OH)2 → CuO + H2O

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

б) Щелочи изменяют окраску индикатора: лакмус синеет, универсальный индикатор синеет,фенолфталеин краснеет т.к. щёлочи диссоциируют:

КОН = К+ + ОН–

Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН–

NH3 • H2O = NH4+ + OH–

в) Щелочи реагируют с растворами солей:

2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2

Ва(ОН)2 + Na2SO4 → 2NaOH + BaSO4

г) Все основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + 2НСl → CaCl2 + 2H2O

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + SO3 → CuSO4 + H2O

Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации, которая сводится кследующему уравнению:

ОН- + Н+ → НОH

д) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами:

Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH → Na [ Al(OH)4 ]

Получение: щёлочи получают при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов илиих оксидов с водой:

2К + 2НОН → 2КОН + Н2↑

К2О + НОН → 2КОН

Реально КОН и NаОН получают при электролизе растворов NaCl и KCl

2KCl + 2H2О ток→ 2KOH + H2↑ + Cl2↑

2NaCl + 2H2O ток→ 2NaOH + H2↑+ Cl2↑

Нерастворимые основания получают при взаимодействии солей данных металлов с щелочами:

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Наибольшее значение имеют гидроксиды натрия и калия. Они широко используются в лабораториикак поглотители влаги, углекислого газа, реактивы; в промышлености в производстве мыла, бумаги,соды и других веществ. КОН – электролит щелочных аккумуляторов.

^ 3. КИСЛОТЫ: СТРОЕНИЕ, КЛАССИФИКАЦИЯ, СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ

С точки зрения электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, которые при

диссоциации образуют в качестве катионов только катионы водорода Н+. Также можно сказать, чтокислоты это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, соединённых скислотными остатками.

Кислоты бывают бескислородные и кислородсодержащие.

А) Кислородные кислоты (содержат в кислотном остатке кислород).

HNO3, H2SO4, H3PO4, идр.

Б) Бескислородные (в кислотном остатке нет кислорода).

HCl, HCN, H2S идр.

Кроме того, по числу катионов водорода, которые образует кислота при диссоциации, кислотыразделяют на:

А) ОдноосновныеHNO3; HCl; HBr; HSCN;

В) ДвухосновныеН2 SO4; H2SO3; H2CrO4; H2S;

С) ТрёхосновныеH3PO4

Номенклатура исходит от названия характеристического атома кислоты:

А) Бескислородные называют

НCl – хлороводородная (соляная)HF – фтороводородная (плавиковая)

H2S – сероводородная

HCN – циановодородная (синильная)

В) Кислородные называют(характеристический атом + -ная, -евая, -овая):

HNO3 – азотнаяH3PO4 – фосфорная

Если один и тот же элемент образует несколько кислородных кислот, то название дают с

прибавлением окончаний –ная, -оватая, -истая, -оватистая, по мере понижения степени окисленияхарактеристического элемента:

HclO4 – хлорная

HclO3 – хлорноватая

HclO2 – хлористая

HclO – хлорноватистая

Физические свойства: при обычных условиях кислоты являются жидкостями, часто летучими, илитвёрдыми веществами. Некоторые кислоты существуют только в водных растворах, например:

H2CrO4 – хромовая

HmnO4 – марганцевая.

Растворы кислот имеют кислый вкус.

Химические свойства: кислоты окрашивают индикаторы – лакмус, универсальный, метиловыйоранжевый, - в красный цвет.

А) Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее H:

2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑

H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2↑

Б) Азотная и концентрированная серная взаимодействуют с большинством металлов, но водород невыделяется

4HNO3 (конц.)+ Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ +2H2O

8HNO3 (разб.) + 3Mg → 3Mg(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

2H2SO4 + 2Ag → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O

В) С основными оксидами и основаниями.

2HCl + Na2O → 2NaCl + H2O

HCl + NaOH → NaCl + H2O

2HNO3 + CuO → Cu(NO3)2 + H2O

2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O

Г) Реагируют с солями более слабых и более летучих кислот:

«Вытеснительный» рядкислот

H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3

--------------------------------------------------------------→

H2SO4 + CuCl2 → 2HCl + CuSO4

2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 + H2O

Кислоты находят разнообразное применение в народном хозяйстве. Они служат для получениясолей, минеральных удобрений, лекарств, взрывчатых веществ, для обработки металлов. Особеннобольшое значение имеют серная кислота («кровь» промышленности) и азотная.

Получение:

А) растворение кислотных оксидов в H2O

SO3 + H2O = H2SO4

SO2 + H2O = H2SO3

Б) вытеснение из солей с последующей отгонкой



H2SO4 + 2NaNO3 = 2HNO3↑ + Na2SO4

3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓

В) бескислородные получаются, если растворить в воде соответствующее водородное соединение,так получают

HF, HCl, HI, H2Se, H2Te, H2S идр.

^ 4. СОЛИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Соли – это сложные вещества, которые состоят из атомов металла, соединённых с кислотнымиостатками.

Соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы

кислотного остатка. Данное определение относится к нормальным или средним солям:

NaC l = Na+ + Cl-

K3PO4 = 3K+ + PO43-

Кроме них, в зависимости от состава, различают такие группы солей:

Кислые – образуются только многословными кислотами, если для реакции нейтрализации

основание взято в недостатке:

H2SO4 + KOH → KHSO4+ H2O

Кислые соли диссоциируют ступенчато:

KHSO4 = K+ + HSO4- = K+ + H+ + SO42-

В названиях кислых солей указывается число атомов водорода в анионе:

KHSO4 – гидросульфат калия

Na2HPO4 – дигидрофосфат натрия

Na2HPO4 – гидрофосфат натрия

Основные – образуются многокислотными основаниями, если для реакции нейтрализации кислотавзята в недостатке:

Cа(ОН)2 + НСl → Ca(OH)Cl + H2 O

Основные соли диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)Cl = Ca(OH)+ + Cl- =Ca2+ + OH- + Cl-

В названии основных солей указывается число гидроксогрупп:

Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия

Са(OH)Cl–гидроксохлорид кальция.

Двойные соли – образованы несколькими металлами и одной кислотой:

Kal(SO4)2 – сульфат калия алюминия

(NH4)2Fe(SO4)2 – сульфат аммония железа (II)

Диссоциируют двойные соли обычно

Kal(SO4)2 =K+ + Al3+ + 2SO42-

Комплексные соли – образованы комплексными ионами:

K4[ (Fe(CN)6)] – гексаферрицианид калия

K3 [(Fe(CN)6)] – гексаферроцианид калия

[(Cu(NH3)4)]SO4 – сульфат тетраамминмеди

Комплексные соли диссоциируют ступенчато:

K3(Fe(CN)6) = 3K+ + Fe(CN)63- =3K+ + Fe3+ + 6CN-

Физические свойства: соли – вещества с ионной кристаллической решеткой, имеют разный цвет ипо-разному растворяются в воде:

хорошо растворяются все нитраты, ацетаты, хлориды (крoмеAgCl , Hg2Cl2)

плохо растворяется большинство фосфатов, силикатов, карбонатов, сульфидов…

На плохой растворимости этих солей основывается качественный анализ неорганических

соединений:

Ag+ + Cl- → AgCl↓ ;

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

Pb2+ + S2- → PbS↓ ;

Ca2+ + CO32- → CaCO3↓

Химические свойства:

Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее металла в составе соли

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

Cu + 2AgCl → 2 Ag + CuCl2

Со щелочами реагируют соли тяжелых металлов (а также Be, Al, Ti):

3NaOH + FeCl3 → 3NaCl + Fe(OH)3↓

2KOH + CuSO4 → K2SO4 + CuCl2

С кислотами в соответствии с «вытеснительным рядом кислот»:

H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3

--------------------------------------------------------------→

H2SO4 + 2KCl → 2HCl + K2SO4

2HNO3 + CaCO3 → H2O + CO2 + Ca(NO3)2

Реакция может идти и в том случае, если новая соль выпадает в осадок:

H3PO4 + AlCl3 → AlPO4 + 3HCl

Реагируют друг с другом, если при этом образуется осадок (Таблица растворимости!):

AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

3BaCl2 + Al2(SO4)3 → 3BaSO4↓ + 2AlCl3

Очень важным свойством некоторых солей является их гидролиз: ионообменная реакция соли сводой, ведущая к образованию новых малодиссоциированных ионов или веществ. Выделяют трислучая гидролиза:

Соли сильных оснований и слабых кислот гидролизуются с образованием щелочной среды(карбонаты, силикаты, сульфиды):

K2CO3 = 2K+ + CO32-

+ HOH = H+ + OHH+

+ CO32- → HCO3-

K2CO3 + HOH → 2K+ + HCO3- + OH-

щелочная среда. Соли слабых оснований и сильных кислот гидролизуются с образованием кислотной среды( сульфаты, хлориды, нитраты).

AlCl3 = Al3+ + 3Cl-

+ HOH = H+ + OHAl3+

+ OH- → AlOH2+

AlCl3 + HOH → AlOH2+ + H+ + 3Cl-

кислая средасоли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу(разрушаются водой):

Al2S3 = 2Al3+ + 3S2-

6HOH = 6H+ + 6OHAl2S3

+ 6HOH → 2Al(OH)3 + 3H2S

Гидролиз солей приходится учитывать при использовании минеральных удобрений в с/х, приполучении и применении лекарств и химических реактивов.

Область применения солей очень обширна. Они используются в быту, медицине, химии,

промышленности, с/хозяйстве и т.д. Вот несколько примеров:

Na2CO3 – кальцинированная сода (карбонат натрия) – производство стекла, мыла, очистка сточныхвод от солей тяжелых металлов, стирка белья, смягчение воды/

NaHCO3 – пищевая сода;NaCl – поваренная соль; AgNO3 – ляпис; CaCl2 – хлористый кальций (в медицине);CaSO4 • 0.5H2O – алебастр, полуводный гипс (в строительстве); KclO3 – бертолетова соль; KNO3 –калиевая селитра т. Д.

Для получения солей можно использовать следующие способы:

металл + неметалл:

Cu + Cl2 → CuCl2

основание + кислота (нейтрализация):

NH3 + HNO3 → NH4NO

KOH + HNO3 → KNO3 + H2O

металл + кислота ( ряд напряжений):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

оксид металла + кислота:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

металл + соль:

Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2

оксид основный + оксид кислотный:

CuO + SO3 → CuSO4

соль + соль:

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

соль + кислота:

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

соль + щелочь:

Al(NO3)3 + 3KOH → Al(OH)3 + 3KNO3


Задания

1. Составьте электронно-точечные формулы атомов натрия, уг­лерода, фтора, кальция, серы, хлора. Определите валентность этих элементов.

2. Составьте электронно-точечные формулы хлорида натрия, фто­рида натрия, оксида углерода, фторида углерода, хлорида угле­рода, фторида кальция, хлорида кальция, сульфида кальция, сульфида углерода, фторида серы, хлорида серы.

3. Приведите по одному примеру молекул с одинарной, двойной и тройной ковалентной связью.

4. Какие молекулы называют диполями?

5. В какой из двух молекул длина связи больше: а) Н2,12: б) НС1, НВг; в) NH3, РН3; г) СН4, СС14?

6. Определите степени окисления элементов в соединениях с во­дородом: СН4, NH3, H2S, HCl, СаН2.

7. Исходя из положения элементов в Периодической системе, определите возможные валентности и степени окисления:

а) калия, б) магния; в) брома; г) фосфора; д) серы.

8. К атомам каких элементов смещены общие электронные пары в соединениях, формулы которых HCl, С02, NH3, OF2?

9. Проставьте степени окисления элементов в соединениях, фор­мулы которых НВг , ТеС14, Se6, NF3, CS2, Хе04, СС14, РС15, SnO,, СгОч, SbCl,, Мп207.

10. Укажите формулу кислоты, которая может образовать кислые соли:

А) Ортофосфатная

Б) Бромидная

В) Метановая

Г) Уксусная

2. Укажите название химического элемента, который образует кислотные оксиды:

1) Калий

2) Цинк

3) Фосфор

4) Меркурий

3. Обозначьте класс веществ, с которыми реагируют щелочи:

1) Кислотные оксиды

2) Основные оксиды

3) Неметаллы

4) Основания


ЗАНЯТИЕ 5


  1   2   3

Схожі:

Тема: основные понятия химии iconУчебник для 8-го класса О. Г. Ярошенко, в котором в соответствии с основными законами и закономерностями по химии составлены основные разделы изучения неорганической химии с приложением дидактического материала
Анализ состояния преподавания химии, уровня знаний, умений и навыков учащихся по итогам 2011–2012 учебного года и пути совершенствования...
Тема: основные понятия химии iconОсновные понятия об эргономике, дизайне, художественном проектировании
Основные виды соответствий между человеком и техникой, учитываемые при проектировании автомобилей
Тема: основные понятия химии iconНаучная программа конференции включает следующие основные направления
Всероссийской научно-практической конференции с международным участием «Современные проблемы прикладной химии и химического образования»,...
Тема: основные понятия химии icon1 Основные понятия 2 Классификация и возможные пересечения энергии

Тема: основные понятия химии icon«Основные понятия и законы химии» Какая молекулярная масса неизвестного газа, если его плотность по водороду равна 15 A
Какая молекулярная масса неизвестного газа, если его плотность по водороду равна 20 г/моль?
Тема: основные понятия химии iconМетод, Способ, методика, технология как педагогические понятия
При этом в данной системе предусматривается возможность выражения одного понятия через другое, или же другие понятия. Основываясь...
Тема: основные понятия химии iconПрактикум по химии поверхностных явлений и адсорбции [Текст] : Учеб пособие для студ хим и химико-технологич спец вузов / Б. В. Айвазов. М. Высш школа, 1973. 206с. 45к
Краткая история химии. Развитие идей и представлений в химии [Текст] / А. Азимов; пер с англ. – М. Мир, 1983. – 190 с. – 70 к
Тема: основные понятия химии iconКонтрольные вопросы по дисциплине «Эксплуатация специализированных судов»
Основные понятия и составляющие транспортно-технологических систем морских перевозок грузов
Тема: основные понятия химии iconЧисловые и алгебаические преобразования основные понятия
Определение. Выражения, состоящие из действительных чисел, знаков действий и скобок, называются числовыми выражениями
Тема: основные понятия химии iconАнализ состояния и методического обеспечения преподавания химии в 2013-2014 учебном год
Именно во время школьного обучения закладываются основные качества, которые будут необходимы человеку на протяжении всей жизни
Додайте кнопку на своєму сайті:
Документи


База даних захищена авторським правом ©zavantag.com 2000-2013
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання відкритою для індексації.
звернутися до адміністрації
Документи