План ответа:
- Определение (кислот, оснований, солей, оксидов).
- Классификация (кислот, оснований, солей, оксидов).
- Номенклатура (кислот, оснований, солей, оксидов).
Кислоты - это электролиты при диссоциации, которых в качестве положительных ионов отщепляются только ионы Н+, которые можно обнаружить индикатором (лакмус→краснеет; метиловый-оранжевый→розовеет).
По степени электролитической диссоциации различают кислоты:
а) сильные: H2SO4; HCL; HNO3
б) слабые: H2S; HF; H3РO4, СН3СООН
Степень диссоциации ά - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы к общему числу растворённых молекул. Степень диссоциации сильных электролитов близка к 1.
Классификация кислот
По содержанию кислорода кислоты бывают кислородсодержащие и бескислородные.
Например: H2SO4, HNO3 – кислородсодержащие кислот
HCL H2S; HF – бескислородные кислоты
По количеству атомов водорода кислоты бывают: HNO3 – одноосновные
H2SO4 – двухосновные
|
|
H3РO4 – трёхосновные
Номенклатура кислот
Названия кислородсодержащим кислотам даются по элементу, образовавшему кислоту. В конце прибавляются суффиксы и окончания
-ная (HNO3 – азотная, HClO4 – хлорная),
-вая (Н3AsO4 – мышьяковая),
если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:
- оватая (HClO3 – хлорноватая),
-истая (HNO2 – азотистая, HClO2 - хлористая),
- оватистая (HClO – хлорноватистая).
Названия бескислородным кислотам дают по неметаллу и в конце добавляют слово водородная.
Например: H2S – сероводородная,
HF – фтороводородная.
Номенклатура некоторых кислот и солей (приложение 3).
Основания - это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов, отщепляются только ионы ОН -. (лакмус→синий; фенолфталеин→малиновый; метиловый - оранжевый→жёлтый).
По степени электролитической диссоциации различают основания:
а) сильные электролиты (щёлочи).
б) слабые электролиты (нерастворимые основание и NH4OH)
Классификация оснований (схема 1)
|
|
гидроксильных в воде
групп
|
|
|
|
Номенклатура оснований
Названия основаниям даются по металлу, образовавшему основание. Вначале добавляется слово гидроксид, в конце названия указывается валентность металла, если он имеет несколько валентностей.
Например: Мg(OH)2 – гидроксид магния,
KOH – гидроксид калия,
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II),
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Соли – это сложные кристаллические вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков (Исключение NH4CL).
Названия солей смотри таблицу №1.
При растворении в воде или при расплавлении соли диссоциируют в зависимости от того, какими ионами они образованы (например, NaCL→Na++ CL-
K2SO4→2K++SO42-).
Классификация и номенклатура солей (приложение 4)
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов одним из которых является кислород. Оксиды не являются электролитами.
Классификация оксидов
Основные оксиды – это оксиды образованные металлами с валентностью меньше (IV). При взаимодействии с водой образуют основания. В химических реакция проявляют основные свойства. Например: СаО, Na2O, MnO.
Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов или металлов с валентностью больше (IV). При взаимодействии с водой образуют кислоты. В химических реакциях проявляют кислотные свойства. Например: SO2, SO3, N2O5, Mn2O7.
Амфотерные оксиды – это оксиды металлов провляющие как основные так и кислотные свойства. Например: ZnO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, BeO.
Номенклатура оксидов
Названия даются по элементу, образовавшему оксид. Если элемент имеет переменные валентности, то в конце указывается его валентность в данном оксиде римскими цифрами. Например: Na2O – оксид натрия.
SO2 – окисд серы (IV).
SO3 – оксид серы (VI).
Неметаллы, положение в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева, строение их атомов. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.
План ответа:
- Положение неметаллов в периодической системе Д.И.Менделеева.
- Особенности строения атомов неметаллов.
- Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.
В соответствии с периодическим законом, в периоде от элемента к элементу неметаллические свойства элементов усиливаются; в группе же по мере увеличения порядкового номера атомов наблюдается ослабление неметаллических свойств элементов. В связи с этим от периода к периоду число неметаллов сокращается. Эта закономерность объясняется тем, что радиус атома увеличивается, внешние электроны становятся более свободными, что в значительной мере определяет, будет элемент металлом или нет. Например, во втором периоде имеется шесть элементов неметаллов; в состав третьего периода входит уже пять таких элементов.
На внешнем слое неметаллов находится от трёх до восьми электронов. Например, у бора на внешнем слое находится три электрона, у углерода – четыре, и так от группы к группе число внешних электронов увеличивается вплоть до восьми у неона. Таким образом, номер группы равен числу электронов, находящихся на внешнем электроном уровне. Это определяет и значение высшей степени окисления элементов. Так, у бора она равна +3, у углерода - +4 и т.д.
В каждой группе (а неметаллы входят в состав только главных подгрупп) число внешних электронов у элементов одинаково. Но радиус их атомов в подгруппе во многом определяется увеличением числа электронных слоёв атомов.
|
|
На примере элементов подгруппы кислорода можно показать изменение окислительно-восстановительных свойств элементов. В подгруппе по мере увеличения атомного номера происходит уменьшение электроотрицательности элементов, а следовательно, у кислорода самая большая электроотрицательность. А так как только фтор имеет электроотрицательность больше, чем у кислорода, то в подавляющем числе веществ кислород имеет степень окисления -2. Простое вещество кислород практически во всех реакциях выступает как окислитель. Можно привести несколько примеров, иллюстрирующих сказанное:
S+O20 =SO3-2
Ca+O20=CaO-2
CH4+O20=CO2-2+H2O
Во всех приведённых реакциях степень окисления кислорода уменьшается от 0 до -2.
У серы электроотрицательность атомов существенно меньше, чем у кислорода, поэтому этому элементу характерен больший спектр значений степеней окисления (-2, 0,+4, +6).
Степень окисления -2 сера имеет в соединениях с водородом и металлами. В реакциях с соответствующими простыми веществами сера выступает как окислитель:
H2+S0=H2S-2
2K+S0=K2S-2
Fe+S0=FeS-2
В веществах, содержащих кислород, сера обычно проявляет степень окисления +4 или +6. Например, S+4O2, S+6O3, Na2S+6O4, H2S+4O3.
В реакции с кислородом сера выступает в качестве восстановителя и повышает свою степень окисления. В результате горения серы на воздухе или атмосфере кислорода образуется оксид серы (IV) S+O2=SO2.. В реакции степень окисления серы увеличивается от 0 до +4. Получившееся вещество можно окислять до оксида серы (VI) 2SО2+O2=2SO3. Эта реакция обратима и каталитическая. Степень окисления серы повышается от +4до +6.