Читайте также:
|
|
Получение оксидов:
1.Горение простых веществ:2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.
2.Горение сложных веществ:2H2S+3O2=2SO2+2H2O
3.Получение оксида из оксидов: 2SO2+ O2 = 2SO3, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
4.Разложение нерастворимых оснований: Ca(OH)2= CaO + H2O;
5.разложение кислот:H2CO3 = CO2 + H2O.
6.Разложение солей:CaCO3 CaO + CO2;
19. Кислота - это сложные вещества,состоящие из атомов водорода,способных замещаться или обмениваться на атомы металлов,и кислотных остатков.Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н+.
Номенклатура: Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:
+7
HClO4 - хлорная кислота
+5
HClO3 - хлорноватая кислота
+3
HClO2 - хлористая кислота
+1
HClO - хлорноватистая кислота
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс «мета», при наибольшем числе - префикс «орто»:
НВО2 - метаборная кислота
Н3ВО3- ортоборная кислота
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием- о- и прибавлением слова водородная:
НF - фтороводородная, или плавиковая, кислота
Н2S - сероводородная кислота
Классификация: по составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные, а по числу атомов водорода – на одноосновные, двухосновные и трехосновные.
Бескистотные:НСl,H2S,HBr,HI,HF.
Кислородсодержащие:HNO3(одноосновные);H2SO4(двухосновные);H3PO4(трехосновные).
Способ получения:
- взаимодействие кислотных оксидов с водой: SO3 + H2O = H2SO4; CO2 + H2O = H2CO3;
-взаимодействие с солями: NaCl + H2SO4= HCl + Na2SO4;
-взаимодействие водорода с соответствующим неметаллом: H2 + Cl2 = HCl (при растворении в воде)
Химические свойства:
- взаимодействие с металлами:
H2SO4 +Zn = ZnSO4 + H2 - Образуется соль и выделяется водород
- взаимодействие с основными оксидами и амфотерными оксидами:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O - образуется соль и вода;
- взаимодействие с основаниями и щелочами:
HCl + KOH = KCl + H2O - образуется соль и вода;
- взаимодействие с солями:
При химических реакциях кислот с солями обязательно надо учитывать основные признаки химических реакций, а именно, химическая реакция пройдёт, если будет выделяться газ, выпадет осадок, и т.д.
N2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O -образуется соль и другая кислота (менее слабая).
-при нагревании некоторые кислоты разлагаются. Образуется кислотный оксид:H2SiO3=H2O+SiO2/
20.Основания -сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов(или группа аммония NH4) соединенными с одной или несколькими гидрокса группами. Электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН.
Номенклатура: Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, КаОН - гидроксид натрия, КОН - гидроксид калия, Са(ОН)2 - гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe (ОН)2 - гидроксид железа (II), Fe(ОН)3 - гидроксид железа (III).
Классификация: По растворимости в воде основания делят на щелочи и нерастворимые в воде основания. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы. По кислотности основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион ОН–;) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона ОН). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH)2), трехкислотные (Fe(OH)3) и четырехкислотные (Th(OH)4). Однокислотным является, например, основание КОН.
Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (Cr(OH)3, Al(OH)3, Zn(OH)2).
Способ получения: 1. Взаимодействие металла с водой: 2Na + 2Н2О = 2NaОН + Н2
2. Взаимодействие оксида с водой: Na2О + Н2О = 2NaОН
3. Разложение соли водой (гидролиз):Al2S3+6H2O=3H2S+2Al(OH)3
4. Взаимодействие соли и щелочи: АlСl3 + ЗNaОН = Аl(ОН)3↓+ ЗNaСl
Химические свойства: Растворимых: При взаимодействии с кислотой образуется соль и вода:NaOH + HCl → NaCl + H2O
Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид → соль + вода:2 NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O
Щёлочь + соль → (новое) основание + (новая) соль:Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaOH
Нерастворимых: Слабые и нерастворимые основания при нагреве разлагаются:Cu(OH)2 + Q → CuO + H2O
При нормальных условиях невозможно получить гидроксиды серебра и ртути, вместо них в реакции появляются вода и соответствующий оксид:2 AgNO3 + 2 NaOH (разб.) → 2 NaNO3 + Ag2O + H2O
21.Соли -сложные вещества, состоящие из атома металла, или иона аммония NH+4 и кислотного остатка (иногда содержат водород).
Номенклатура- Название солей образуется из названия аниона, за которым следует название катиона.
Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс-ид, например хлорид натрия NаСl;
При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание –ат. Для высших степеней окисления, -ит: карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fе2(SО4)3, сульфит железа (II) FеSО3.
Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро- а группа ОН — приставкой гидрокси-: NаНS — гидросульфид натрия, NаНSО3 — гидросульфит натрия.
Названия гидратных солей образуются двумя способами. Можно воспользоваться системой наименования комплексных катионов, например, медный купорос [Сu(Н2О)4]SО4.Н2O (или СuSО4.5Н2O) в таком случае будет называться сульфат тетраакво меди(II). Однако для наиболее известных гидратных солей чаще всего степень гидратации указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: СuSO4.5Н2O — пентагидрат сульфата меди (II), Na2SО4.10Н2O — декагидрат сульфата натрия, СаСl2.2Н2O—дигидрат хлорида кальция.
Классификация: Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: Na2CO3;
Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: K2HPO4;
Осно́вные соли — гидроксогруппы основания (OH−) частично замещены кислотными остатками. Пример:(CuOH)2CO3;
Двойные соли — в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Пример: СаСО3.МgСО3;
Смешанные соли — в их составе присутствует два различных аниона. Пример: СаОСl2;
Гидратные соли (кристаллогидраты) — в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: Na2SO4.10Н2О (глауберова соль).
Комплексные соли — в их состав входит комплексный катион или комплексный анион. Пример: К3[Fе(СN)6] (красная кровяная соль);
Способы получения: 1. Металл + неметалл - Ba + Br2 = BaBr2
2. Металл + кислота - 2Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2
3. Металл + соль - CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
4. Основный оксид + кислотный оксид - K2O + SO3 = K2SO4
5. Основный оксид + кислота - 3Na2O + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2O
6. Основание + кислотный оксид - 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
7. Основание + кислота - Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + 2H2O
8. Кислота + соль - H2SO4 + Li2CO3 = Li2SO4 +CO2 + H2O
9. Соль + соль - MgSO4 + 2NaF = MgF2 +Na2SO4
10. Щёлочь + растворимая соль - 3LiOH + AlCl3 = 3LiCl + Al(OH)3
Химические свойства средних солей: 1. Термическое разложение. CaCO3 = CaO + CO2
2. Гидролиз. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями:AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона: 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Кислых солей: 1. Термическое разложение:Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
2.Взаимодействие со щёлочью:. Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
Химические свойства комплексных солей:
1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:2[Cu(NH3)2]Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3
2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами:K2[CoCl4] + 6H2O = [Co(H2O)6]Cl2 + 2KCl
Химические свойства двойных солей:
1.Взаимодействие с растворами щелочей: KCr(SO4)2 + 3KOH = Cr(OH)3 + 2K2SO4
2. Восстановление: KCr(SO4)2 + 2H°(Zn, разб. H2SO4) = 2CrSO4 + H2SO4 + K2SO4
22.Электролитическая диссоциация воды- процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.
Ионное произведение воды: КH2O = 1*10-4 Данная константа для воды называется ионным произведением воды, которое зависит только от температуры.
При диссоциации воды на каждый ион Н+ образуется один ион ОН-, следовательно, в чистой воде концентрации этих ионов одинаковы: [Н+] = [ОН-]. Используя значение ионного произведения воды, находим:[H+] = [ОН-] = √10-14=10-7 моль/л.
Водородный показатель: Водородный показатель, pH, отрицательный десятичный логарифм концентрации (точнее, активности) ионов водорода (в г-ион/л) в данном растворе:рН= -1gcH+
В. п. служит количественной характеристикой кислотности растворов, которая оказывает существенное влияние на направление и скорость многих химических и биохимических процессов. При обычных температурах (точнее, при 22 °С) pH = 7 для нейтральных, pH < 7 для кислых и pH > 7 для щелочных растворов.
Значение концентрации водородных ионов в биологических процессах:
23.Индикаторы: химические, вещества, введение которых в анализируемый раствор позволяет установить конец химической реакции или концентрацию водородных ионов. Индикаторы химические используют в титриметрическом анализе для установления точки эквивалентности (конечной точки титрования). В присутствии индикаторов химических могут наблюдаться изменение цвета, появление или исчезновение мутности, свечение и т. д.Индикаторы химические делят обычно на 5 групп: кислотно-основные; окислительно-восстановительные; комплексонометрические; адсорбционные; хемилюминесцентные.
Понятие о колометрическом методе измерения рН: Колориметрический метод основан на изменении окраски индикатора, добавленного к исследуемому раствору, в зависимости от величины pH. Этот метод недостаточно точен, требует введения солевых и температурных поправок, дает значительную погрешность при очень малой минерализации исследуемой воды (менее 30 мг/л) и при определении pH окрашенных и мутных вод. Метод нельзя применять для вод, содержащих сильные окислители или восстановители. Используется обычно в экспедиционных условиях и для ориентировочных определений.
Буферная система: Буферные системы, буферные растворы, буферные смеси, системы, поддерживающие определённую концентрацию ионов водорода Н+, то есть определённую кислотность среды. Кислотность буферных растворов почти не изменяется при их разбавлении или при добавлении к ним некоторых количеств кислот или оснований:СН3СООН+ОН=Н2О+СН3СОО. Буферные системы могут быть четырех типов: 1.Слабая кислота и ее анион А- /НА: ацетатная буферная система СН3СОО-/СН3СООН в растворе СН3СООNa и СН3СООН, область действия рН 3, 8 - 5, 8.
2.Слабое основание и его катион В/ВН+: аммиачная буферная система NH3/NH4+ в растворе NH3 и NH4Cl, область ее действия - рН 8, 2 - 10, 2.
3.Анионы кислой и средней соли или двух кислых солей: карбонатная буферная система СО32- /НСО3- в растворе Na2CO3 и NaHCO3, область ее действия рН 9, 3 - 11, 3.
Буферное действие -это способность многих веществ ослаблять изменение активной реакции раствора, которое без них произошло бы при прибавлении к раствору кислот или щелочей. Это стабилизирующее влияние на реакцию раствора называется буферным действием. Для того, чтобы система обладала буферным действием, в ее составе должны присутствовать два электролита – сильный (как правило, это соль) и слабый (основание или кислота). В зависимости от состава, различают кислотные или основные буферные системы.
Классический пример - ацетатный буфер, он относится к кислотным буферным системам, состоит из сильного электролита – ацетата натрия СН3СООNа и слабого электролита – уксусной кислоты СН3СООН. Такая система способна поддерживать постоянство кислотно-основного баланса раствора, в который ее добавляют, в интервале рН = 4,5 ÷ 4,8.
Механизм буферного действия заключается во взаимном влиянии трех процессов, происходящих в одном и том же растворе. Это процессы диссоциации слабого(1) и сильного(2) электролитов, и гидролиза по анионному типу раствора соли(3):
(1) СН3СООН <=> СН3СООˉ + Н+;
(2) СН3СООNa = СН3СООˉ + Na+;
(3) СН3СООˉ + Н2О <=> СН3СООН + ОНˉ.
Буферная емкость- количество вещества эквивалента и щёлочи, необходимое для смещения рН – раствора на 1 метра буферного раствора на единицу. В=۷/ рН1 – рН0;
Буферная емкость тем выше, чем больше концентрация компонентов буфера. Наибольшей буферной емкостью обладает раствор с одинаковой концентрацией компонента.Чаще всего используют буферные растворы с концентрацией компонента Сfэкв.=0,1 моль/л.
Буферная емкость прекращается как только один из компонентов раствора израсходуется на 90%.
Буферные системы в живых организмах: Жизнь любого организма зависит от способности крови регулировать рН, при определенных пределах.Это содержание крови ацетатных, карбонатных и фосфатных буферов, а так же систем из аминокислот, белков с таким же действием. Растения так же могут существовать в определенных условиях рН.Буферные растворы имеют жизненно важные процессы, протекающие в организме. Буферными свойствами обладает и почва.
24.Гидролиз солей- взаимодействие ионов раствора соли с ионами воды приводящая к образования малой диссоциированной продукции реакции.
Типы гидролиза-
1. гидролиз по аниону происходит в растворах солей, состоящих из анионов слабых кислот и катионов сильных оснований. Например, цианид калия KCN - соль, образованная слабой циановодородной кислотой HCN и сильным основанием КОН, испытывает гидролиз по аниону CN –;
2. гидролиз по катиону происходит в растворах солей, состоящих из катионов слабых оснований и анионов сильных кислот. Например, хлорид алюминия AlCl3 - соль, образованная катионом слабого основания Al(OH)3 и анионами сильной кислоты HCl, подвергается гидролизу по катиону Al3+;
3. гидролиз по катиону и аниону одновременно характерен для солей, которые образованы из катионов слабых оснований и анионов слабых кислот.
Примеры различных типов гидролиза:
Дата добавления: 2014-12-20; просмотров: 58 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |