Генетическая связь между классами неорганических соединений.
Лекции.ИНФО


Генетическая связь между классами неорганических соединений.



       
 
   

 

 


Кислотный оксид
Основной оксид

Взаимодействует с


(+1, +2) (+5, +6, +7)

Ме+nO-2 HeMeO-2 (Me+nO-2)

2. Кислотными 2. Основными

оксидами оксидами

       
 
   
! 1.
 


! 1.
3. Водой, если 3. Водой,

Ме активный Основа- кроме

Кисло- I– IA, IA гр. ниями SiO2

тами (кроме Ве, Mg)

Соль
Основание
Кислота

               
     
       
 


Ме+n(OH)n-1 HR

Раствор. солями MeR Ме до Н (разб.

если образуется (↓) НСl, H2SO4)

3. 3.


Кислот.2. 4. Нерасвор. Осн. 2. 4. Солями

оксидами осн-я ( t ) оксидами слабых и

летучих

Кислотами !1. 5. Амфот. ! 1. кислот

осн-я Осн-ми

Кислотами

Основаниями

Осн-ми (см. Т.Р.)

2.

 

Ме (см. ряд 1. 3. Кислотами

напряжений)

4.

Солями, с обр. (↓)

 

 


РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ:

«КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ»

 

Задача №1.

1. А) напишите молекулярные и ионные уравнения, протекающие между H2SO4 и веществами: 1) NaOH, 2) Fe, 3) CuO, 4) SO2, 5) NaCl;

Б) составьте уравнения реакций, протекающих в цепи превращений:

Fe → FeO → FeSO4 → Fe(OH)2 → FeO → Fe;

В) составьте уравнения всех реакций, протекающих между веществами H3PO4 и NaOH;

Г) назовите перечисленные ниже соединения и определите класс – Ca(HCO3)2, FeСl3, CuOHCl, H3BO3, Cu2O, K2CrO4, H2F2, P2O5.

Решение:

А 1) 1. Выберем вещества, с которыми взаимодействуют кислоты, помня:

Ме до Н

( НСl, разб. H2SO4)

3.

 
 


Осн. 2. 4. Солями

оксидами слабых и

летучих

! 1. кислот

Осн-ми

 
 


Отсюда следует, что H2SO4 взаимодействует: с NaOH, Fe, CuO.

2. Составляем молекулярное уравнение реакции:

H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O.

3. Составляем ионное уравнение реакции, зная п. 5 данной темы:

а) полное ионное уравнение

2 H+ + SO42- + 2 Na+ + 2 OH → 2 Na+ + SO42- + 2 H2O;

сокращаем в полном ионном уравнении частицы

2 H+ + SO42- + 2 Na+ + 2 OH2 Na+ + SO42- + 2 H2O;

б) и получаем краткое ионное уравнение

2 H+ + 2 OH → 2 H2O.

А 2) 1) H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2

а) 2H++SO42-+Fe→Fe2++SO42-+H2

б) 2H++Fe→Fe2++H2

А 3) 1) H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O

а) 2H++SO42-+СuO→Cu2++SO42-+H2O

б) 2H++CuO→Cu2++H2O

Б) 1) 2 Fe + O2 2 FeO;

2) FeO +H2SO4 → FeSO4 + H2O;

3) FeSO4 + 2 NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4;

4) Fe(OH)2 FeO + H2O;

5) FeO + C Fe + CO.

В) Реакция взаимодействия кислоты (H3PO4) с основанием (NaOH) может протекать в разных количественных соотношениях:

 

1) H3PO4 + 3NaOH Na3PO4 + 3 H2O; полная нейтрализация

ортофосфат натрия

2) H3PO4 + 2NaOH Na2HPO4 + 2 H2O;

гидроортофосфат натрия неполная нейтрализация

3) H3PO4 + NaOH NaH2PO4 + H2O.

дигидроортофосфат натрия

Это реакции нейтрализации, т.к. в результате образуются соли и вода (H/OH). При полной нейтрализации (1:3) образуется нормальная соль.

При неполной нейтрализации (1:2) и (1:1) образуются кислые соли.

Г) Сa(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция (кислая соль).

FeCl3 – хлорид железа (III) нормальная соль

CuOHCl – гидроксохлорид меди (II) (основная соль)

H3BO3 – борная кислота (кислота)

Cu2O – оксид меди (I) (основной оксид)

K2CrO4 – хромат калия (соль нормальная)

H2F2 – димер плавиковой кислоты (кислота)

P2O5 –оксид фосфора (V)(кислотный оксид)

 

 

ТЕМА 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

 

Современное состояние:

1924 г. Луи де Броиль – двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм).

электрон – частица (m, υ, q)

электрон – волна (дифракция)

1927 г. В. Гейзенберг – принцип неопределенности (положение (е) вокруг ядра определить невозможно) при вращении (е) образуется атомная орбиталь (А:О) (электронное облако) – область пространства вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона более 95 %.

Квантовые числа характеризуют поведение электрона в атоме.

 

Таблица 1

Max (е) на Э.У. Главное кв. Число n =1,2,3,4,5,6,7,... ∞ (Э.У.) – запас энергии     Орбитальное кв. Число l = 0 до (n-1) ; форма орбитали, подуровень   Магнитное кв. Число m = - l, 0 + l положение орбитали в магнитных осях атома, число А.О.   Спиновое кв.ч. s = + ½ вращение А.О. вокруг своей оси
           
 
 
   
 
 
 
   
 
 
 
 

 


2n2

n =1 (2e) 1s2   n = 2 (8 e ) 2s22p6     n = 3 (18 e ) 3s23p63d10     n = 4 (32 e ) 4s24p64d104f14 l = O (S) ∙     l = O (S) l = 1 (P)     l = O (S) l = 1 (P)   l = 2 (d)   l = O (S) l = 1 (P) l = 2 (d) l = 3 (f) более сл.форма m = 0 (1 А.О.) S ٱ   m = -1, 0, +1 (3 А.О.) p     m = -2, -1, 0, +1, +2 d     m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 f     ↑ (+1/2) ↓ (-1/2)
Выводы: Электроны в атоме закреплены за Э.У., которые в зависимости от формы А.О. расщепляются на подуровни, состоящие из А.О.

Электронная структура многоэлектронных атомов

Таблица 2

1. Принцип минимальной энергии: Электроны в атоме заполняют тот подуровень, где меньше запас энергии.
2. Правило Клечковского: Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел (n+l), а при равной сумме в порядке уменьшения числа nи увеличения числа l. Реальная электронная схема: 1s2<2s2<2p6<3s2<3p6<4s2<3d10<4p6<5s2<4d10<5p6<4s2<5d1<4f14<5d9<6p6<7s2<6d1<5f14<6d9<7p6 Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов (медь, серебро, золото, хром, молибден, ниобий, рутений, родий, палладий, платина)

 

 

Продолжение таблицы 2

3. Принцип Паули: В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Следствие: В любой атомной орбитали может быть только два электрона с противоположными спинами ↑↓ !
4. Правило Гунда: Электроны в пределах подуровня занимают максимальное число атомных орбиталей, но так чтобы их суммарный спин был максимальный. P3 ↑ ↑ ↑ 1/2 1/2 1/2 Σ=1,5
5. Все химические элементы делят на семейства: s, p, d, f, в зависимости, какой подуровень заполняется в атоме последним.
6. Валентные электроны – это электроны участвующие в образовании химических связей. Валентные электроны расположены: у s – элементов в s орбиталях последнего Э.У. – ns у p – элементов в s и p орбиталях последнего Э.У. np ns у d – элементов в d орбиталях предпоследнего и s последнего Э.У. ns (n-1)d  
7. Возбуждение атома возможно при условиях: а) наличие в атоме спаренных электронов, б) наличие свободных А.О., в) при возбуждении электроны распариваются – переходят с одного подуровня на другой только в пределах последнего Э.У.
 
8. Химические элементы делятся: Металлы Неметаллы 80 % 20 % s,p,d,f s,p     1.R ат. > 1. R ат. 1. R ат. < 2. Мало (е)-1,2,3 2. Число (е) на 2. Много (е)-4,5,6,7 посл. Э.У. 3. К отдаче (е) 3. Выражена 3. К принятию (е) тенденция   Ме0-n(e)→Ме+n неМе0+n(e)→неМе-n вос-ль окисление ок-ль восстановление

 

Продолжение таблицы 2

9. Степень окисления – условный заряд атома, вычисленный из предположения, что атом отдает либо принимает электроны. Ме проявляют только положительные степени окисления (С.О.). Высшая (С.О.) равна № группы. Исключения: IВ-(Cu,Ag,Au), VIIIB-(Fe,Co,Ni).
10. НеМе проявляют, как отрицательные (низшие (С.О.))=№ группы – 8, так и положительные (С.О.)=№ группы. Исключения: VIA(O), VIIA(F).
11. Генетическая связь между классами неорганических веществ I. Ме→Ме(+1,+2)+nО-2→Ме+n(ОН)-1n Металл основной оксид основание II. неМе→не МеО-2(Ме+5,+6,+7О-2)→HR Неметалл кислотный оксид кислота

 

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «СТРОЕНИЕ АТОМА»

 

Проанализируйте с точки зрения строения атома элемент с порядковым № 12.

Алгоритм.

а) найдем положение химического элемента в П.С. Д.И. Менделеева и составим электронную формулу, воспользовавшись реальной электронной схемой. см. табл.2 (п.2) и сделаем вывод: указав семейство и тип элемента. (см. п.5 и п.8)

 
 

 


б) Графически изобразим валентные электроны в нормальном и возбужденном состояниях (см. п.6 и п.7)

 

 
 

 


в) Укажем окислительно-восстановительные свойства атома, помня, что это металл (см. п.8)

 
 
Mg0 - 2 → Mg+2 (ок-с) вос-ль

 

 


г) Исходя из числа неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состояниях, укажем устойчивые С.О. (см. п.9 или п.10)

 
 
О, + 2


д) Приведем примеры соединений в устойчивых степенях окисления (простое вещество, оксиды и гидроксиды см. п.11)

Mg0, Mg+2O

 

 

е) Укажем характер оксидов и гидроксидов (см.п.11)

 
 
MgO → Mg (OH)2 основной основание оксид

 

 









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 106;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная