Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.
Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.





Кислотные остаткимогут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO3, -PO4, -SiO3) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl↑

Слово ангидридозначает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H2SO4 – H2O → SO3. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H2SO4 – серная; H2SO3 – угольная; H2SiO3 – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO3 – азотная, HNO2 – азотистая

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH4+ (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH3 + H2O = NH4OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.



Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания– это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания Слабые основания
NaOH гидроксид натрия (едкий натр) KOH гидроксид калия (едкое кали) LiOH гидроксид лития Ba(OH)2 гидроксид бария Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь) Mg(OH)2 гидроксид магния Fe(OH)2 гидроксид железа (II) Zn(OH)2 гидроксид цинка NH4OH гидроксид аммония Fe(OH)3 гидроксид железа (III) и т.д. (большинство гидроксидов металлов)

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Если рассматривать соли как продукты замены протонов в кислотах или гидроксогрупп в основаниях, то можно выделить следующие типы солей[4]:

  1. Средние (нормальные) соли — продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na2CO3, K3PO4).
  2. Кислые соли — продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO3, K2HPO4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).
  3. Осно́вные соли — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH-) кислотными остатками ((CuOH)2CO3). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

По числу присутствующих в структуре катионов и анионов выделяют следующие типы солей[7]:

  1. Простые соли — соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl)
  2. Двойные соли — соли, содержащие два различных катиона (KAl(SO4)2·12 H2O).
  3. Смешанные соли — соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl).

Также различают гидратные соли (кристаллогидраты), в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na2SO4·10 H2O, и комплексные соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2). Внутренние соли образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом

Билет.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в главных подгруппах под диагональю окажутся атомы-металлы, а в побочных подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы.

Химическая связь

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr2, Ca2Cu, Cu5Zn8 и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов. Атомно-кристаллическое строение металлов В чем же заключается такое строение, чем характеризуется? Само название говорит о том, что все металлы представляют собой кристаллы в твердом состоянии, то есть при обычных условиях (кроме ртути, которая является жидкостью). А что такое кристалл? Это условное графическое изображение, построенное путем пересечения воображаемых линий через атомы, которые выстраивают тело. Другими словами, каждый металл состоит из атомов. Они располагаются в нем не хаотично, а очень правильно и последовательно. Так вот, если мысленно соединить все эти частицы в одну структуру, то получится красивое изображение в виде правильного геометрического тела какой-либо формы. Это и принято называть кристаллической решеткой металла. Она очень сложная и пространственно объемная, поэтому для упрощения показывают не всю ее, а лишь часть, элементарную ячейку. Совокупность таких ячеек, собранная вместе и отраженная в трехмерном пространстве, и образует кристаллические решетки. Химия, физика и металловедение - это науки, которые занимаются изучением особенностей строения таких структур. кристаллические решетки химия Сама элементарная ячейка - это набор атомов, которые располагаются на определенном расстоянии друг от друга и координируют вокруг себя строго фиксированное число других частиц. Она характеризуется плотностью упаковки, расстоянием между составными структурами, координационным числом. В целом все эти параметры являются характеристикой и всего кристалла, а значит, отражают и проявляемые металлом свойства. Существует несколько разновидностей кристаллических решеток. Объединяет их все одна особенность - в узлах находятся атомы, а внутри располагается облако электронного газа, которое формируется путем свободного передвижения электронов внутри кристалла.

 

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

- Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe уменьшается.

- Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

- Электропроводность.Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду Ag,Cu,Al,Fe уменьшается.
При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

- Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

- Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

- Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).
Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

- Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -390C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t0пл. = 33900C).
Металлы с t0пл. выше 10000C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Химические свойства
1. Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами
4Al + 3C = Al4C3
2. Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом
H2 + F2 = 2HF
3 Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами, которые имеют низкую ЭО
2P + 5S = P2S5
4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
5. Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом
4P + 5O2 = 2P2O5
7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
8. Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород
ZnO + C = Zn + CO;
CuO + H2 = Cu + H2O
9. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования)
Cl2 + H2O =HCl + HClO I. Реакции с неметаллами

С кислородом:

2Mg+ O2 2MgO

С серой:

Hg + S HgS

С галогенами:

Ni + Cl2 Ni+2Cl2

С азотом:

3Ca + N2 Ca3N2


С фосфором:

3Ca + 2P Ca3P2


С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li + H2 2LiH
Ca + H2 CaH2

II. Реакции с кислотами

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl MgCl2 + H2

2Al+ 6HCl 2AlCl3 + 3H2

6Na + 2H3PO4 2Na3PO4 + 3H2

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

III. Взаимодействие с водой

Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na0 + 2H2O 2NaOH + H2

Ca0 + 2H2O Ca(OH)2 + H2

Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn0 + H2O ZnO + H2

Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:


Fe+ CuSO4 Cu + FeSO4

Билет.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

С усилением металлических свойств соответствующих химических элементов усиливаются и основные свойства их оксидов и гидроксидов.
Для s- и р-элементов по периоду слева направо они изменяются от ярко выраженных основных свойств у соединений щелочных и щелочноземельных металлов до амфотерных у металлов, стоящих ближе к линии, разделяющей металлы и неметаллы (у алюминия, германия, сурьмы, свинца). Так, например, свежеосажденный гидроксид алюминия легко растворяется в растворах как кислот, так и щелочей:

Аl(ОН)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O;
Аl(ОН) 3 + 3КОН = К3 [Аl(ОН) 6].

Амфотерные оксиды и гидроксиды вступают в реакции не только с растворами щелочей, но и с твердыми основаниями при повышенной температуре (при сплавлении). Для проведения такой реакции смесь исходных твердых веществ нагревают до определенной температуры. При этом образуются иные, чем при реакции в водном растворе, продукты реакции. Например, при сплавлении гидроксида хрома(III) с гидроксидом, оксидом или карбонатом калия получается соль метахромовой кислоты НСЮ2 — метахромит калия:

Сr(ОН)3 + КОН =t KСrO2 + 2Н2О↑;
2Cr(ОН)3 + К2O =t 2КСrO2 + 3H2O↑;
2Сr(ОН)3 + 2СO3 =t 2КСrO2 + 3H2O↑ + CO2↑.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов активно реагируют с водой с образованием растворимых гидроксидов:

К2O + Н2O = 2КОН;
ВаО + Н2O = Ва(ОН)2.

По группе сверху вниз металлические свойства s- и р-элементов усиливаются, и, соответственно, нарастают основные свойства их оксидов и гидроксидов. Так, например, в группе IIA оксид и гидроксид бериллия проявляют амфотерные свойства — легко растворяются в растворах кислот и щелочей:

ВеО + 2HCI = ВеС12 + Н2O;
ВеО + Н2O + 2NaOH = Na2[Be(OH) 4].

Соответствующие соединения бария и радия имеют ярко выраженные основные свойства:

ВаО + Н2O = Ва(ОН)2;
Ва(ОН)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2Н2O.

Существенное влияние на кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов оказывает степень окисления атома металла: с увеличением степени окисления атома металла кислотные свойства соответствующего оксида и гидроксида усиливаются. Например, хром образует оксиды и гидроксиды, в которых атомы хрома проявляют степени окисления +2, +3 и +6:

Кислотно-основные свойства этих оксидов изменяются от основных (у СrО и Сr(ОН)2) через амфотерные (у Сr2O3 и Сr(ОН) 3) до кислотных (у СrO3 и Н2СrO4). Аналогичная зависимость наблюдается и для других d-металлов.

Получение металлов Для того чтобы изготовить сплав, необходимо в первую очередь получить металл из природной руды. Самородные элементы – это те вещества, которые находятся в природе в свободном состоянии. К ним относится платина, золото, олово, ртуть. Их отделяют от примесей механически или с помощью химических реагентов. Остальные металлы добывают путем обработки их соединений. Они содержатся в различных ископаемых. Руда – это минералы и горные породы, в состав которых входят соединения металлов в виде оксидов, карбонатов или сульфидов. Для их получения используют химическую обработку. Методы получения металлов: • восстановление оксидов углем; • получение олова из оловянного камня; • выплавка чугуна из железной руды; • обжигание сернистых соединений в специальных печах. Для облегчения добывания металлов из рудных пород к ним добавляют различные вещества, называемые флюсами. Они помогают удалять нежелательные примеси, такие как глина, известняк, песок. В результате этого процесса получаются легкоплавкие соединения, называемые шлаками. При наличии значительного количества примесей руду перед выплавкой металла обогащают путем удаления большой части ненужных компонентов. Наиболее широко применяемые способы данной обработки – флотация, магнитный и гравитационный способ. -









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.