Proprietățile chimice ale sărurilor
Sărurile trebuie considerate ca produsul reacției dintre un acid și o bază. Ca urmare, se pot forma următoarele:
- normal (mediu) - se formează atunci când cantitatea de acid și bază este suficientă pentru interacțiunea completă. Denumiri de săruri normale Ele constau din două părți. Mai întâi se numește anionul (reziduul acid), apoi cationul.
- acru - se formează atunci când există un exces de acid și o cantitate insuficientă de alcali, deoarece în acest caz nu sunt suficienți cationi metalici pentru a înlocui toți cationii de hidrogen prezenți în molecula de acid. Veți vedea întotdeauna hidrogen în reziduurile acide ale acestui tip de sare. Sărurile acide sunt formate numai de acizi polibazici și prezintă proprietățile atât ale sărurilor, cât și ale acizilor. În numele sărurilor acide este plasat un prefix hidro- la anion.
- săruri bazice - se formează atunci când există un exces de bază și o cantitate insuficientă de acid, deoarece în în acest caz, Anionii de reziduuri acide nu sunt suficienți pentru a înlocui complet grupările hidroxo prezente în bază. principalele săruri din cationi conţin grupări hidroxo. Sărurile de bază sunt posibile pentru bazele poliacide, dar nu și pentru bazele monoacide. Unele săruri bazice sunt capabile să se descompună independent, eliberând apă în proces, formând săruri oxo care au proprietățile sărurilor bazice. Denumirea principalelor săruri este construit după cum urmează: se adaugă un prefix la anion hidroxo-.
Reacții tipice ale sărurilor normale
- Reacţionează bine cu metalele. În același timp, mai mult metale active le înlocuiesc pe cele mai puțin active din soluțiile sărurilor lor.
- Cu acizi, alcaline și alte săruri, reacțiile se desfășoară până la finalizare, cu condiția să se formeze un precipitat, gaz sau compuși slab disociabili.
- În reacțiile sărurilor cu alcalii se formează substanțe precum hidroxidul de nichel (II) Ni(OH) 2 - un precipitat; amoniac NH 3 – gaz; apa H 2 O este un electrolit slab, un compus slab disociat:
- Sărurile reacţionează între ele dacă se formează un precipitat sau dacă se formează un compus mai stabil.
- Multe săruri normale se descompun atunci când sunt încălzite pentru a forma doi oxizi - acizi și bazici.
- Nitrații se descompun într-un mod diferit față de alte săruri normale. Când sunt încălziți, nitrații metalelor alcaline și alcalino-pământoase eliberează oxigen și se transformă în nitriți:
- Nitrații aproape tuturor celorlalte metale se descompun în oxizi:
- Nitrații unor metale grele (argint, mercur etc.) se descompun atunci când sunt încălziți la metale:
Reacții tipice ale sărurilor acide
- Ei intră în toate reacțiile în care intră acizii. Ele reacționează cu alcalii; dacă sarea acidă și alcalina conțin același metal, atunci se formează o sare normală ca rezultat.
- Dacă alcaliul conține un alt metal, atunci se formează săruri duble.
Reacții tipice ale sărurilor bazice
- Aceste săruri suferă aceleași reacții ca și bazele. Ele reacționează cu acizii; dacă sarea bazică și acidul conțin același reziduu acid, atunci rezultatul este o sare normală.
- Dacă acidul conține un alt reziduu de acid, atunci se formează săruri duble.
Săruri complexe- un compus ale cărui situsuri ale rețelei cristaline conțin ioni complecși.
Săruri - Acest substanțe complexe, constând dintr-un (mai mulți) atomi de metal (sau grupări cationice mai complexe, de exemplu, grupări de amoniu NH4+, grupări Me(OH) hidroxilate n m+ ) și unul (mai multe) reziduuri acide. Formula generală a sărurilor Meh n A m , unde A este reziduul acid. Sărurile (din punct de vedere al disocierii electrolitice) sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici (sau amoniu N H 4 +) și anioni ai reziduului acid.
Clasificare. După compoziția sării, acestea se împart în in medie (normal ), acru(hidrosoli ), de bază (hidroxosăruri) , dubla , amestecatȘi complex(cm. masa).
Tabel - Clasificarea sărurilor după compoziție
| SARE | |||||
|
In medie (normal) - produs al înlocuirii complete a atomilor de hidrogen dintr-un acid cu un metal AlCl3 |
Acru(hidrosoli) - produs al înlocuirii incomplete a atomilor de hidrogen dintr-un acid cu un metal LA HSO 4 |
De bază(hidroxosăruri) - produs al înlocuirii incomplete a grupărilor OH ale unei baze cu un reziduu acid FeOHCI |
dublu - conțin două metale diferite și un reziduu acid LA NaSO4 |
mixt - conțin un metal și mai multe reziduuri acide CaClBr |
Complex SO 4 |
Proprietăți fizice. Sărurile sunt substanțe cristaline Culori diferiteși solubilitate diferită în apă.
1) Disociere. Sărurile medii, duble și mixte se disociază într-o singură etapă. Pentru sărurile acide și bazice, disocierea are loc în etape.
NaCl Na + + Cl – .
KNaSO 4 K + + Na + + SO 4 2– .
CaClBr Ca 2+ + Cl – + Br – .
KHSO 4 K + + HSO 4 – HSO 4 – H + + SO 4 2– .
FeOHCl FeOH + + Cl – FeOH + Fe 2+ + OH – .
SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .
2) Interacțiunea cu indicatorii. Ca urmare a hidrolizei, ionii H + (mediu acid) sau ionii OH – (mediu alcalin) se acumulează în soluțiile sărate. Sărurile solubile formate din cel puțin un electrolit slab sunt supuse hidrolizei. Soluțiile unor astfel de săruri interacționează cu indicatorii:
indicator + H + (OH –) compus colorat.
ACI3 + H20 AlOHCI2 + HCI Al3+ + H2O AlOH2+ + H+
3) Descompunerea termică. Când unele săruri sunt încălzite, ele se descompun într-un oxid de metal și un oxid de acid:
CaCO 3 CaO + CO 2 .
Când sunt încălziți, unii acizi fără oxigen se pot descompune în substanțe simple:
2AgCI Ag + CI2.
Sărurile formate de acizii oxidanți sunt mai greu de descompus:
2K NU 3 2K NU 2 + O 2.
4) Interacțiunea cu acizii: O reacție are loc dacă sarea este formată de un acid mai slab sau volatil sau dacă se formează un precipitat.
2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O .
Сa Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Сa 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.
Sub acțiunea acizilor, sărurile bazice se transformă în săruri intermediare:
FeOHCI + HCI ® FeCI2 + H20.
Sărurile medii formate din acizi polibazici, atunci când interacționează cu aceștia, formează săruri acide:
Na2S04 + H2S04®2NaHS04.
5) Interacțiunea cu alcalii. Sărurile ai căror cationi corespund bazelor insolubile reacţionează cu alcalii. .
CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH – ® Cu(OH) 2 ¯ .
6) Interacțiunea unul cu celălalt. O reacție are loc atunci când sărurile solubile reacționează și se formează un precipitat.
AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl – ® AgCl ¯ .
7) Interacțiunea cu metalele. Fiecare metal anterior într-o serie de tensiuni îl deplasează pe cel care îl urmează din soluția sării sale:
Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .
Li, Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe , Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H , Sb, Bi, Cu , Hg , Ag , Pd , Pt ,Au
8) Electroliza (descompunerea sub influența curentului electric continuu). Sărurile sunt supuse electrolizei în soluții și se topesc:
2NaCI + 2H2OH2 + 2NaOH + CI2.
2NaCl topitură 2Na + CI2.
9) Interacțiunea cu oxizii acizi.
CO2 + Na2SiO3® Na2CO3 + Si02
Na2CO3 + SiO2CO2 + Na2Si03
Chitanță. 1) Interacțiunea metalelor cu nemetale:
2Na + CI2 ® 2NaCl.
2) Interacțiunea oxizilor bazici și amfoteri cu oxizii acizi:
CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4.
3) Interacțiunea oxizilor bazici cu oxizii amfoteri:
Na2O + ZnO Na2ZnO2.
4) Interacțiunea metalelor cu acizii:
2HCI + Fe® FeCI2 + H2 .
5 ) Interacțiunea oxizilor bazici și amfoteri cu acizi:
Na2O + 2HNO3® 2NaNO3 + H2O ZnO + H2SO4® ZnSO4 + H2O.
6) Interacțiunea oxizilor și hidroxizilor amfoteri cu alcalii:
În soluție: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH – + ZnO + H 2 O ® 2–.
Când este fuzionat cu oxid amfoter: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.
În soluție: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–
Pentru fuziune: 2NaOH + Zn(OH)2Na2ZnO2 + 2H2O.
7) Interacțiunea hidroxizilor metalici cu acizii:
Ca(OH)2 + H2SO4® CaSO4 ¯ + 2H2O Zn(OH)2 + H2SO4® ZnSO4 + 2H2O.
8) Interacțiunea acizilor cu sărurile:
2HCI + Na2S® 2NaCI + H2 S .
9) Interacțiunea sărurilor cu alcalii:
Zn S O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn(OH) 2 ¯ .
10) Interacțiunea sărurilor între ele:
AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .
LA. Yakovishin
Biletul 1.
1. Concepte chimice de bază (folosind exemplul oricărei formule chimice).
1. Substanță complexă - constă din diferite elemente chimice.
2. 5 (coeficient) molecule ale unei substanțe complexe.
3. Compoziția calitativă a unei substanțe complexe – constă din hidrogen și oxigen.
4. Compoziția cantitativă a unei molecule: 2 atomi de H și un atom de O; 5 molecule: 10 atomi de H și 5 atomi de O.
5. Masă molară M (H20) = 1 * 2 + 16 = 18 g/mol
6. Masa a 5 molecule m (H 2 O) = 5 * 18 = 90 g
7. Fracția de masă a hidrogenului din moleculă: w = = = 0,3333 (33,33%)
2.
Elemente din subgrupa oxigenului - oxigen O, sulf S, seleniu Se, teluriu Te, poloniu Ro- au o denumire comună „calcogens”, care înseamnă „născând minereuri”.
Structura și proprietățile atomilor.
Atomii de sulf, precum atomii de oxigen și toate celelalte elemente ale subgrupului principal al grupului VI din Tabelul periodic al lui D.I. Mendeleev, conțin 6 electroni la nivelul energetic exterior, dintre care 2 sunt electroni nepereche.
Substanțe simple.Alotropia oxigenului reprezintă substanțele simple oxigenul O 2 și ozonul O 3.
Sulful, ca și oxigenul, este caracterizat de alotropie. Acesta este sulf rombic și plastic.
Proprietăţi chimice.Sulful poate fi atât un agent oxidant, cât şi un agent reducător.
1. În legătură cu agenții reducători - hidrogenul, metalele, sulful prezintă proprietăți oxidante și capătă o stare de oxidare de -2. La conditii normale sulful reacționează cu toate metalele alcaline și alcalino-pământoase, cupru, mercur, argint, de exemplu:
H2 + S = H2S.
2. Cu toate acestea, în comparație cu oxigenul și fluorul, sulful este un agent reducător, formând compuși cu o stare de oxidare de +4, +6.
Sulful arde cu o flacără albăstruie, formând oxid de sulf (IV):
S + O2 = SO2.
Acest compus este cunoscut sub numele de dioxid de sulf
3.
Ca + N2®Ca3N2
Cu + H2S04 (conc)® CuS04 + SO2 + H2O
Biletul 2.
1. Descoperirea de către D.I. Legea periodică a lui Mendeleev. Tabelul periodic al elementelor chimice.
D. I. Mendeleev a aranjat toate elementele chimice cunoscute la momentul descoperirii Legii Periodice într-un rând, în ordine crescătoare mase atomiceși segmente marcate în ea - perioade , în care proprietățile elementelor și substanțele formate de acestea s-au schimbat în mod similar și anume (în termeni moderni):
1) proprietățile metalice slăbite;
2) proprietățile nemetalice au fost îmbunătățite;
3) starea de oxidare a elementului în oxizi superiori a crescut de la +1 la +7;
4) oxizii de la bazici la amfoteri au fost înlocuiți cu cei acizi;
5) hidroxizii din alcalii prin hidroxizi amfoteri au fost înlocuiți cu acizi din ce în ce mai puternici.
Pe baza acestor observații, D.I. Mendeleev a tras în 1869 o concluzie - formulată Legea periodică:
proprietăţile elementelor chimice şi ale celor formate de acestea substanțele sunt într-o perioadă periodică în funcţie de greutăţile lor atomice.În formularea modernă masele atomice ale elementelor inlocuit de sarcina nucleara.
2. Subgrupa carbonului: structura și proprietățile atomilor de carbon, substanțe simple formate din carbon, proprietăți chimice ale carbonului.
Subgrup de carbon (grupa 4 A) – carbon, siliciu, germaniu, staniu, plumb.
Carbonul C este primul element al subgrupului principal al grupului IV din Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev. Atomii săi conțin 4 electroni la nivelul de energie exterior, astfel încât ei pot accepta patru electroni, dobândind o stare de oxidare de -4, adică prezintă proprietăți oxidante și renunță la electroni la elemente mai electronegative, adică prezintă proprietăți reducătoare, dobândind la aceasta. starea de oxidare este +4.
Carbonul este o substanță simplă. Carbonul formează modificări alotropice - diamantȘi grafit. Au o structură asemănătoare cu grafitul funingineȘi cărbune. Cărbunele, datorită suprafeței sale poroase, are capacitatea de a absorbi gazele și substanțele dizolvate. Această proprietate a unor substanțe se numește adsorbţie.
Proprietățile chimice ale carbonului.
Diamantul și grafitul se combină cu oxigenul la foarte mult timp temperatura ridicata. Funinginea și cărbunele interacționează cu oxigenul mult mai ușor, ardând în el. Dar, în orice caz, rezultatul unei astfel de interacțiuni este același - se formează dioxid de carbon:
C + O2 = CO2
Când este încălzit, carbonul formează carburi cu metale, de exemplu:
4Al + 3C = Al4C3
3. Demonstrați prezența ionului carbonat în carbonatul de sodiu folosind o reacție caracteristică.
CO 3 2- + H + (orice acid) ® CO 2 + H 2 O
Se eliberează un gaz greu, incolor, care stinge chibritul aprins.
Biletul 3.
1. Teoria structurii atomice: model planetar al structurii atomice, distribuția electronilor de-a lungul nivelurilor de energie folosind exemplul unui element din subgrupele principale și secundare.
Modelul planetar al atomului (modelul Rutherford)
 |
Nucleu: protoni (p +) și neutroni (n 0).
Conceptul de înveliș electronic al unui atom ( straturi electronice, niveluri de energie)
În învelișul de electroni, există straturi pe care vor fi amplasați electroni cu cantități diferite de energie, motiv pentru care sunt numiți și niveluri de energie.
Numărul acestor niveluri într-un atom al unui element chimic = numărul perioadei corespunzător din tabelul lui D.I. Mendeleev:
Atomul de Al, un element din perioada 3, are trei niveluri. Fiecare nivel poate găzdui un anumit număr maxim de electroni: 1 - 2e - , 2 - 8e - , și deși numărul maxim de electroni care pot încăpea la nivelul 3 este de 18, atomii de elemente din această perioadă pot plasa pe el, ca și atomii de elemente din perioada 2, doar 8e - .
Se numesc niveluri de energie care conțin numărul maxim de electroni efectuat. Dacă conțin mai puțini electroni, atunci aceste niveluri sunt incomplete.
Elementele subgrupurilor laterale au întotdeauna 2 electroni la nivelul exterior (cu excepția Cr și Cu, au 1 electron). ÎN ultima solutie nivelul pre-extern este completat:
2. Subgrup de halogeni: structura și proprietățile atomilor.
Elemente ale subgrupului principal al grupei VII din Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev, unite sub numele comun halogeni, fluor F, clor Cl, brom Br, iod I, astatin At (rar întâlnit în natură) sunt nemetale tipice. Acest lucru este de înțeles, deoarece atomii lor conțin șapte electroni la nivelul de energie exterior și au nevoie doar de un electron pentru a-l completa. Atomii de halogen, atunci când interacționează cu metalele, acceptă un electron de la atomii de metal. În acest caz, se formează săruri. De aici vine denumirea comună subgrupele „halogeni”, adică „nașterea sărurilor”.
Halogenii sunt agenți oxidanți foarte puternici. Fluorul în reacțiile chimice prezintă numai proprietăți oxidante și se caracterizează doar prin starea de oxidare a -1 în compuși. Halogenii rămași pot prezenta și proprietăți reducătoare atunci când interacționează cu mai multe elemente electronegative - fluor, oxigen, azot. În acest caz, stările lor de oxidare pot lua valorile +1, +3, +5,
7. Proprietățile reducătoare ale halogenilor cresc de la clor la iod, ceea ce este asociat cu o creștere a razelor atomilor lor: atomii de clor sunt de aproximativ o ori și jumătate mai mici decât cei ai iodului.
Halogenii sunt substanțe simple.Toți halogenii există în stare liberă sub formă de molecule diatomice F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Fluorul și clorul sunt gaze, bromul este lichid, iodul este un solid. De la F 2 la I 2 intensitatea culorii halogenilor crește. Cristalele de iod au un luciu metalic.
3. Demonstrați prezența ionului sulfat în sulfatul de sodiu folosind o reacție caracteristică.
SO 4 2- + Ba 2+ (sare de bariu solubilă) ® BaSO 4 ¯
Precipitat cristalin fin alb
Biletul 4.
1. Reguli pentru determinarea stărilor de oxidare.
Articole care au grad constant oxidare:
1. Grupa I A: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +.
2. II grupa A: Be +2, Mg +2, Ca +2, Zn +2, Sr +2, Cd +2, Ba +2.
3. Grupa III A: Al +3
6. H+1 (MeH-1)
7. În substanțele simple, s.o. = 0.
Pentru elementele rămase, s.o. considera
H 2 +1 S X O 4 - 2 : deci sulful nu are o constantă s.o., deci îl luăm ca X.
+1 *2 + X + (-2 ) * 4 = 0
Mai mare s.o. = Nr. grup (cu excepția O, F)
Cel mai mic s.o. = Grupul nr. – 8 (Eu nu are un s.o. mai mic)
2. Proprietățile chimice ale halogenilor - substanțe simple.
Activitatea chimică a halogenilor, precum nemetalele, slăbește de la fluor la iod.
Fiecare halogen este cel mai puternic agent oxidant din perioada sa. Proprietățile oxidante ale halogenilor sunt distincte atunci când interacționează cu metalele. În acest caz, se formează săruri. Astfel, fluorul reacționează deja în condiții normale cu majoritatea metalelor și, atunci când este încălzit, reacționează și cu aurul, argintul și platina, care sunt cunoscute pentru pasivitatea lor chimică. Aluminiul și zincul se aprind într-o atmosferă de fluor:
0 0 +2 -1
Zn + F2 = ZnF2.
Halogenii rămași reacționează cu metalele în principal atunci când sunt încălziți.
Scăderea proprietăților oxidative și creșterea proprietăților reducătoare ale halogenilor de la fluor la iod pot fi apreciate și după capacitatea lor de a se deplasa reciproc din soluțiile sărate.
Astfel, clorul înlocuiește bromul și iodul din soluțiile sărurilor lor, de exemplu:
CI2 + 2NaBr = 2NaCI + Br2.
3. Alcătuiți ecuații moleculare și ionice pentru reacțiile dintre substanțe: azotat de plumb (II) și sulfat de potasiu, clorură de fier (III) și azotat de argint.
Biletul 5.
1. Clasificare reacții chimice prin numărul de materii prime şi de produşi de reacţie.
2. Halogenuri de hidrogen și acizi hidrohalici și sărurile acestora.
N2 + G2 = 2NG
(G este denumirea chimică convențională pentru halogeni).
Toate halogenurile de hidrogen (formula lor generală poate fi scrisă ca NG) sunt gaze incolore cu un miros înțepător și sunt toxice. Se dizolvă foarte bine în apă și fumează în aer umed, deoarece atrag vaporii de apă în aer, formând un nor de ceață.
Soluțiile de halogenuri de hidrogen în apă sunt acizi, acestea sunt HF - fluorhidric sau acid fluorhidric, HC1 - clorhidric sau acid clorhidric, HBr - acid bromhidric, HI - acid iodhidric. Cel mai puternic dintre acizii hidrohalici este acidul iodhidric, iar cel mai slab este acidul fluorhidric.
Sărurile acizilor halohidric.Acizii halohidric formează săruri: fluoruri, cloruri, bromuri și ioduri. Clorurile, bromurile și iodurile multor metale sunt foarte solubile în apă.
Pentru a determina ionii de clorură, bromură și iodură în soluție și pentru a le distinge, se folosește o reacție cu nitrat de argint.
3. Calculați fracția de masă a oxigenului în sulfat de sodiu.
| Dat: Na2SO4 | Rezolvare: W O = =  = W O = 0,451 = 45,1% |
| W O - ? % |
Răspuns: fracția de masă a oxigenului 45,1%.
Biletul 6.
1. Electroliți și neelectroliți.
În funcție de conductivitatea curentului electric, toate substanțele sunt împărțite în electroliți și neelectroliți.
Electroliții sunt substanțe ale căror soluții conduc electricitate. Acestea includ acizi, baze și săruri. Aceste substanţe conduc curentul deoarece se poate disocia într-un cation și un anion:
Acizi: HANH + + An -
Baze: MON M ++ OH -
Săruri: МAn→ М + + An -
Indicele după un simplu ion sau paranteză devine un coeficient
Ca 3 (PO 4) 2 → 3Ca 2+ + 2 (PO 4) 3-
Non-electroliții includ toți ceilalți - substanțe simple, oxizi, aproape toate substanțele organice.
2.
Proprietățile fizice ale metalelor sunt determinate de structura lor: prezența electronilor liberi în rețeaua cristalină. Datorită electronilor liberi, toate metalele au conductivitate electrică, conductivitate termică și un luciu metalic.
electro-Și conductivitate termică. Electroni care se mișcă aleatoriu într-un metal sub influența unei aplicații tensiune electrică dobândesc mișcare direcțională, rezultând generarea de curent electric. Argintul, cuprul, precum și aurul, aluminiul și fierul au cea mai mare conductivitate electrică; cel mai mic - mangan, plumb, mercur.
Cel mai adesea, conductivitatea termică a metalelor se modifică în aceeași secvență ca și conductibilitatea electrică. Se datorează mobilității mari a electronilor liberi, care, ciocnind cu ionii și atomii vibratori, schimbă energie cu aceștia. Prin urmare, temperatura se egalizează rapid în întreaga bucată de metal.
Stralucire metalica. Electronii care umplu spațiul interatomic reflectă razele de lumină mai degrabă decât le transmit ca sticla, motiv pentru care toate metalele în stare cristalină au un luciu metalic.
Proprietățile rămase - duritate, densitate, fuzibilitate, plasticitate - sunt diferite.
3. Descrieți unul dintre elemente - metale (sodiu, calciu, aluminiu sau fier) (toate opționale).
CARACTERISTICILE UNUI ELEMENT METAL FOLOSIND EXEMPLU DE ALUMINĂ
1. Poziția în tabelul periodic.Aluminiu(număr de serie 13 ) este un element 3 perioadă, principal subgrupuri 3
2. Numărul de protoni dintr-un atom aluminiu egală 13 , numărul de electroni - 13 , numărul de neutroni din izotop 27 13 Al - 27-13 =14, încărcătură nucleară +13 , distribuția nivelului de electroni 2, 8, 3 .
3. Substanță simplă.Aluminiu- Acest metal amfoter. Atomi aluminiu spectacol restauratoare proprietăți.
4. Oxid mai mare, caracterul său. Aluminiu formează un oxid superior, a cărui formulă este Al2O3. După proprietățile sale este oxid amfoter.
4. Hidroxid mai mare, caracterul său. Aluminiu formează un hidroxid superior, a cărui formulă este Al(OH)3. După proprietăți bază amfoteră.
Biletul 7.
1. Conceptul de electroliți puternici și slabi.
Electroliții includ săruri, acizi și baze.
Sărurile sunt toate electroliți puternici, adică. conduc bine electricitatea. Prin urmare, în ecuația de disociere au pus o singură săgeată în direcția dezintegrarii în ioni
МAn→ М + + An -
Bazele tari sunt alcaline, de ex. baze solubile în apă.
Ca(OH) 2 → Ca 2+ +2(OH) -
Insolubile și ușor solubile sunt slabe, prin urmare, la scrierea ecuației de disociere, pun un semn de reversibilitate (pe lângă ioni, există molecule)
LUN M ++ OH -
Acizii puternici includ HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4, HClO3.
2. Aliaje.
Acestea sunt materiale cu proprietăți caracteristice, constând din două sau mai multe componente, dintre care cel puțin unul este metal.
În metalurgie, fierul și toate aliajele sale sunt împărțite într-un singur grup numit metale negre; alte metale și aliajele lor au o denumire tehnică metale neferoase.
Marea majoritate a aliajelor de fier (sau feroase) conțin carbon. Ele sunt împărțite în fontă și oțel.
Fontă- un aliaj pe bază de fier care conține mai mult de 2% carbon, precum și mangan, siliciu, fosfor și sulf. Fonta este mult mai dură decât fierul, este de obicei foarte fragilă, nu poate fi forjată și se rupe când este lovită. Acest aliaj este utilizat pentru fabricarea diferitelor piese masive prin turnare, așa-numitele fontă,și pentru prelucrare în oțel - fontă.
În funcție de starea carbonului din aliaj, se disting fonta gri și albă.
Oțelul este un aliaj pe bază de fier care conține mai puțin de 2% carbon. De compoziție chimică Oțelurile sunt împărțite în două tipuri principale: carbonȘi aliate.
Exemple de aliaje neferoase pot fi: nicrom, lipit terțiar, pobedit, duraluminiu.
Duraluminiu- un aliaj de aluminiu (95%), magneziu, cupru și mangan. Aliaj foarte ușor și durabil. Are rezistență egală cu oțelul, dar de trei ori mai ușor. Folosit în construcția de avioane.
3. Descrieți unul dintre elemente - nemetale (clor, sulf, fosfor, azot, carbon, siliciu) (toate opționale).
CARACTERISTICILE UNUI ELEMENT NEMETAL FOLOSIND EXEMPLU DE SULF
1. Poziția în tabelul periodicSulf(număr de serie 16 ) este un element 3 perioadă, principal subgrupuri 6 grupele din Tabelul Periodic.
2.Structura atomului, proprietățile sale. Numărul de protoni dintr-un atom de sulf este 16 , numărul de electroni - 16 , numărul de neutroni din izotop 32 16 S - 32-16 =16, încărcătură nucleară +16 , distribuția electronilor la nivelurile 2, 8, 6.
3. Substanță simplă. Sulful este metaloid. Atomii de sulf prezintă oxidativ proprietăți.
3.Oxid mai mare, caracterul său. Sulful formează un oxid superior, a cărui formulă este SO 3. După proprietățile sale este acid oxid.
4.Hidroxid mai mare, caracterul său. Sulful formează un hidroxid mai mare, a cărui formulă este H2SO4. După proprietăți acid.
Biletul 8.
1. Oxizii: compoziția, clasificarea și denumirea lor.
Oxizi- sunt compuși binari, pe locul doi se află oxigenul cu o stare de oxidare de -2.
În funcție de elementul care vine primul, oxizii sunt împărțiți în trei grupe:
1) De bază. Aceștia sunt oxizi în care metalul este pe primul loc: CaO, Na2O.
2) Acid. Aceștia sunt oxizi în care un nemetal este pe primul loc: P 2 O 5.
3) Amfoter. Aceștia sunt oxizi în care primul element este un element amfoter (metal de tranziție): Al 2 O 3, Fe 2 O 3
Oxizii bazici corespund bazelor. De exemplu, Na2O - NaOH. Oxizii acizi corespund acizilor: P 2 O 5 - H 3 PO 4.
Denumirile sunt compuse din denumirea de oxigen (în latină) - oxid, iar numele primului element indicând starea de oxidare (dacă este variabilă)
P 2 +5 O 5 oxid de fosfor (V), Fe 2 +3 O 3 oxid de fier (III)
2. Subgrupul oxigenului: structura și proprietățile atomilor, substanțele simple, proprietățile chimice ale sulfului.
Pentru răspuns, vezi biletul 1, întrebarea 2.
3. Demonstrați prezența ionului de clorură în clorura de potasiu folosind o reacție caracteristică.
Cl - + Ag + (sare de argint solubilă) ® Ag Cl ¯
Sediment alb coagulat
Biletul 9.
1. Acizi. Denumirile și formulele acizilor.
Acizi- acestea sunt complexe substante anorganice, constând din cation de hidrogenşi un anion rezidual acid.
HCl – clorhidric
HNO 3 – azot
H 2 SO 4 – sulfuric
H 2 CO 3 – cărbune
H 3 PO 4 – fosforic
2. Aliaje.
Pentru răspuns, vezi biletul 7, întrebarea 2.
3. Descrieți unul dintre elemente - metale (litiu, magneziu, potasiu sau aluminiu) (toate opționale).
Pentru un exemplu de răspuns, vezi biletul 6, întrebarea 3.
Biletul 10.
1. Poziția metalelor în tabelul periodic elemente chimice D.I. Mendeleev, structura atomilor și cristalelor lor.
Eu sunt substanțe simple care renunță ușor la electroni. Pentru principalele subgrupe:
Me include toate elementele subgrupurilor secundare. Această poziție a lui Me în tabelul periodic este asociată cu structura lor: un număr mic de electroni la nivelul exterior (1-3), care în subgrupele principale este determinat de numărul grupului, iar în grupurile laterale există întotdeauna 2 electroni. A doua caracteristică pentru Me este o rază mare (creșterea tabelului de sus în jos).
În rețeaua cristalină, Me are electroni liberi, care sunt responsabili pentru principalul proprietăți fizice Pe mine:
2. Fundamente în lumina TED; clasificarea și chimia lor. proprietăți.
Bazele sunt electroliți care, atunci când sunt disociate, formează un cation metalic și un anion acid.
Clasificare:
1. Baze insolubile în apă.
2. Alcaline – solubile în apă.
Reacții tipice motive
1 . Baza + acid® sare + apa.
(reacție de schimb)
Hl + NaOH = NaCI + H2O
H + + OH - = H2O (reacție de neutralizare).
2. Baza + oxid acid®sare + apă.
(reacție de schimb)
2NaOH + N2O5 = 2NaNO3 + H2O
2OH-+N2O5 = 2NO3-+ H20;
3 . Leșie + sare ® bază nouă + sare nouă.
(reacție de schimb)
2KOH + CuSO 4 = = Cu(OH) 2 ¯+ K 2 SO 4
Cu 2+ + 2OH - = = Cu(OH) 2 ¯
4. Bazele insolubile în apă se descompun atunci când sunt încălzite în oxid de metal și apă, ceea ce nu este tipic pentru alcalii, de exemplu:
Cu(OH)2¯ = CuO + H2O
3. Aranjați coeficienții în scheme de reacție folosind metoda echilibrului electronic. Indicați agentul oxidant și agentul reducător, procesele de oxidare și reducere.
Al + O2® Al2O3
HNO3 + P® H3PO4 + NO2 + H2O
Când vă pregătiți pentru examen, consultați soluția în jurnalul de laborator - munca practica № 2.
Biletul 11.
1. Metoda echilibrului electronic.
Al 0+ O2 0 ® Al 2 +3 O 3 -2
Notăm elementele care au schimbat s.o.
Al 0 – 3e - → Al +3 4 Al 0 – agent reducător, proces de oxidare
O 2 0 +2*2e - →2O -2 3 O 2 0 – agent de oxidare, proces de reducere
Notă. Dacă substanță simplă există un index (2), apoi se transferă la balanța electronică.
Egalăm reacția folosind coeficienții din balanța electronică (4, 3):
4Al +3O2® 2 Al2O3
2. Proprietățile chimice generale ale metalelor. Seria de tensiune electrochimică a metalelor și interacțiunea metalelor cu soluțiile de acizi și săruri.
Metalele sunt agenți reducători. Proprietățile reducătoare se manifestă în reacțiile cu substanțe simple și complexe.
I. Cu simple – nemetale
2Na + S = Na 2 S sulfură de sodiu
II. Cu complex: apa, acizi, solutii sarate (reactii de substitutie). La scrierea tuturor acestor reacții, este necesar să se țină cont de seria de activitate (seria electrochimică) a metalelor.
K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H2), Cu, Hg, Ag, Au.
1. Metalele care stau în seria de tensiuni la stânga hidrogenului îl înlocuiesc din soluțiile acide, iar cele care stau în dreapta, de regulă, nu înlocuiesc hidrogenul din soluțiile acide:
Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2.
2. Fiecare metal deplasează din soluțiile sărate alte metale situate în partea dreaptă a acestuia în seria de tensiuni și poate fi el însuși deplasat de metale situate în stânga, de exemplu:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu,
Сu + HgCl 2 = Hg + CuCl 2.
3. Determinați masa monoxidului de carbon (IV) după cantitatea de substanță 2 mmol.
Răspuns: 88 mg monoxid de carbon (IV).
Biletul 12.
1. Hidroliza sărurilor prin cation.
МAn + HOH = MOH + HАn
Acid de sare de bază
O sare suferă hidroliză dacă este formată din cel puțin un ion slab. Dacă cationul este slab (de la o bază slabă), atunci hidroliza este numită în funcție de cation.
Bazele slabe sunt insolubile în apă.
De exemplu, FeCl3 este o sare formată dintr-un acid puternic (HCl) și o bază slabă (Fe(OH)3)
FeCl3Û Fe 3+ +3Cl -
cation slab
Fe 3+ + H + OH - Û Fe OH 2+ + H+
4. Stabiliți dacă soluția este acidă
Acesta este cazul hidroliza prin cation.
2. Proprietățile fizice generale ale metalelor.
Vezi biletul pentru răspuns. 6 , intrebarea 2.
3. Efectuați reacții care confirmă că acidul sulfuric conține cationi de hidrogen și anioni sulfat.
H 2 SO 4 Û 2H + + SO 4 2-
H+ - metil portocaliu (se va deveni roșu) sau turnesol (se va deveni roșu)
SO 4 2- + Ba 2+ ® Ba SO 4 ¯ (precipitat alb fin-cristalin)
Biletul 13.
1. Hidroliza sărurilor prin anion.
Hidroliza sării este interacțiunea unei săruri solubile cu apa.
МAn + HOH = MOH + HАn
Acid de sare de bază
O sare suferă hidroliză dacă este formată din cel puțin un ion slab. Dacă anionul este slab (de la un acid slab), atunci hidroliza se numește în funcție de anion.
Acizi tari: H 2 SO 4, HNO 3, HClO 3, HClO 4, HCl, HBr, HI
Restul sunt slabi.
De exemplu, Na 2 CO 3 - se formează sare acid slabși o fundație puternică
1. Notați ecuația de disociere a sării. Na2CO3Û 2Na + + CO 3 2-
anion slab
2. Selectați un ion slab: cation sau anion.
3. Înregistrați interacțiunea acestuia cu apa. CO 3 2- + H + OH - Û HCO 3 - + EL -
4. Determinați mediul soluției: EL -- mediu alcalin, H + - mediu acid, absenta H + si OH - neutru.
Acesta este cazul hidroliza la nivelul anionului.
2. Proprietățile chimice generale ale metalelor.
Pentru răspuns, vezi biletul 11, întrebarea 2.
3. Câte grame de iod și alcool trebuie să luați pentru a prepara 30 g dintr-o soluție 5% de tinctură de iod?
Când vă pregătiți pentru examen, consultați soluția în jurnalul de laborator - lucrarea practică nr. 1.
Biletul 14.
1 . Întocmirea formulelor substanțe chimice dupa gradul de oxidare.
1. Introduceți stările de oxidare:
Pentru primul element, constanta este cea mai mare (după numărul grupului) sau variabila (indicată în numele substanței)
Pentru al doilea - cel mai mic (-(8-Nr. gr.)), sau conform tabelului de solubilitate (pentru un grup de elemente);
2. Încrucișați stările de oxidare pentru a obține indicii (reduceți dacă este necesar).
De exemplu.
1) se face oxid de aluminiu: Al 2 +3 O 3 -2
2) compune sulfura de plumb(IV): Pb 2 +4 S 4 -2 → PbS 2
3) se face sulfat de calciu: Ca +2 SO 4 -2
2. Subgrup de halogeni.
Când vă pregătiți pentru examen, vedeți răspunsul în biletul 3, întrebarea 2.
3. Efectuați reacții pentru a confirma compoziția calitativă a clorurii de bariu.
BaCl 2 Û Ba 2+ + 2Cl -
Ba 2+ + SO 4 2- ® Ba SO 4 ¯ (precipitat alb fin-cristalin)
Сl - + Ag + ® Ag Сl ¯ (sediment alb de brânză)
Biletul 15.
1. Reacții de schimb ionic.
Pentru a înregistra o reacție de schimb ionic, trebuie să respectați următorul algoritm.
1. Scrieți o ecuație moleculară pentru reacție
Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO3
2. Verificați posibilitatea reacției (produși de reacție: sediment, gaz sau apă)
Fe(N03)3 + 3NaOH = Fe(OH) 3↓ + 3NaNO3
3. Notați ecuația ionică a reacției și nu uitați:
· Îl lăsăm sub formă de moleculă - un electrolit slab (H 2 O) și un neelectrolit, sediment sau gaz;
· La care se referă coeficientul din fața formulei unei substanțe ambii ioni!!!
· Formulele ionilor poliatomici (complexi) nu se sparg: OH -, CO3 2-, PO4 3- etc.
· Indicele după un ion simplu sau paranteză intră în coeficientul din fața lui în ecuația ionică
Fe3+ + 3(NO3) - + 3Na + + 3OH - = Fe(OH) 3↓ + 3Na + + NO 3 -
4. „Reduceți” cele similare
Fe 3+ + 3NU 3 - + 3Na++ 3OH - = Fe(OH) 3↓ + 3Na+ + NUMARUL 3 -
5. Rescrie ecuația ionică prescurtată
Fe3+ + 3OH- = Fe(OH) 3↓
2. caracteristici generale Metale alcaline: structura atomilor si proprietatile fizice ale substantelor simple.
Săruri sunt substanțe complexe ale căror molecule constau din atomi de metal și reziduuri acide (uneori pot conține hidrogen). De exemplu, NaCl este clorură de sodiu, CaSO4 este sulfat de calciu etc.
Practic toate sărurile sunt compuși ionici, Prin urmare, în săruri, ionii reziduurilor acide și ionii metalici sunt legați împreună:
Na + Cl – – clorură de sodiu
Ca 2+ SO 4 2– – sulfat de calciu etc.
O sare este produsul substituției parțiale sau complete a unui metal cu atomii de hidrogen ai unui acid. Prin urmare, se disting următoarele tipuri de săruri:
1. Săruri medii– toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal: Na 2 CO 3, KNO 3 etc.
2. Săruri acide– nu toți atomii de hidrogen din acid sunt înlocuiți cu un metal. Desigur, sărurile acide pot forma doar acizi di- sau polibazici. Acizii monobazici nu pot produce săruri acide: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 etc. d.
3. Săruri duble– atomii de hidrogen ai unui acid di- sau polibazic sunt înlocuiți nu cu un metal, ci cu doi diferite: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 etc.
4. Săruri de bază pot fi considerate produse de substituție incompletă sau parțială a grupărilor hidroxil ale bazelor cu resturi acide: Al(OH)SO 4, Zn(OH)Cl etc.
Conform nomenclaturii internaționale, denumirea sării fiecărui acid provine nume latin element. De exemplu, sărurile acidului sulfuric se numesc sulfați: CaSO 4 - sulfat de calciu, Mg SO 4 - sulfat de magneziu etc.; sare de acid clorhidric se numesc cloruri: NaCl - clorura de sodiu, ZnCI 2 - clorura de zinc etc.
La denumirea sărurilor acizilor dibazici se adaugă particula „bi” sau „hidro”: Mg(HCl 3) 2 – bicarbonat sau bicarbonat de magneziu.
Cu condiția ca într-un acid tribazic doar un atom de hidrogen să fie înlocuit cu un metal, atunci se adaugă prefixul „dihidro”: NaH 2 PO 4 - fosfat dihidrogen de sodiu.
Sărurile sunt substanțe solide cu solubilitate foarte diferită în apă.
Proprietățile chimice ale sărurilor
Proprietățile chimice ale sărurilor sunt determinate de proprietățile cationilor și anionilor care fac parte din acestea.
1. niste sărurile se descompun la încălzire:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Interacționează cu acizii cu formarea unei noi sare si a unui nou acid. Pentru a efectua această reacție, acidul trebuie să fie mai puternic decât sarea afectată de acid:
2NaCl + H2S04 → Na2S04 + 2HCI.
3. Interacționează cu bazele, formând o sare nouă și o bază nouă:
Ba(OH)2 + MgS04 → BaS04 ↓ + Mg(OH)2.
4. Interacționați unul cu celălalt cu formarea de noi săruri:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interacționează cu metalele, care sunt în domeniul de activitate a metalului care face parte din sare:
Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.
Mai ai întrebări? Vrei să afli mai multe despre săruri?
Pentru a obține ajutor de la un tutor, înregistrați-vă.
Prima lecție este gratuită!
site-ul web, atunci când copiați materialul integral sau parțial, este necesar un link către sursă.
Reacții tipice ale acizilor, bazelor, oxizilor, sărurilor (condiții pentru implementarea lor)
Reacții acide tipice
1 . Acid + bază → sare + apă
2 . Acid + oxid de metal → sare + apă
3 . Acid + metal → sare + hidrogen (condiții: a) metalul trebuie să fie în seria tensiunii electrochimice în stânga hidrogenului; b) trebuie obtinuta o sare solubila; c) acid insolubil – acidul silicic nu reacţionează cu metalele; d) acizii sulfuric și azotic concentrați reacționează diferit cu metalele, hidrogenul nu este eliberat)
4 . Acid + sare → acid nou + sare nouă. (condiție: reacția are loc dacă se formează un precipitat sau un gaz)
Reacții tipice de bază
1 . Baza + acid → sare + apa
2 . Baza + oxid nemetal → sare + apă (condiție: oxid nemetal – oxid acid)
3 . Alcali + sare → bază nouă + sare nouă (condiție: se formează precipitat sau gaz)
Reacții tipice ale oxizilor bazici
1 . Oxid bazic + acid → sare + apă
2 . Oxid bazic + oxid acid → sare
3 . Oxid de bază + apă → alcali (condiție: se formează o bază alcalină solubilă)
Reacții tipice de oxid acid
1 . Oxid acid + bază → sare + apă
2 . Oxid acid + oxid bazic → sare
3 . Oxid acid + apă → acid (condiție: acidul trebuie să fie solubil)
Reacții tipice cu sare
1 . Sare + acid → altă sare + alt acid (condiție: dacă se formează un precipitat sau un gaz)
2 . Sare + alcali → altă sare + altă bază (condiție: dacă se formează un precipitat sau un gaz)
3 . Sarea 1 + sare 2 → sare 3 + sare 4 (condiție: se formează un precipitat)
4 . Sare + metal → altă sare + alt metal (condiție: fiecare metal înlocuiește din soluțiile sărate toate celelalte metale situate în dreapta acestuia în seria de tensiune; ambele săruri trebuie să fie solubile)
