Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:
H2SO4
+
Mg
=
MgSO4
+
H2
серная кислота
металл
соль
водород
H2SO4
+
MgO
=
MgSO4
+
H2O
серная кислота
оксид
соль
вода
Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:
кислота
основание
соль
вода
H2SO4
+
Ca(OH)2
=
CaSO4
+
2 H2O
H3PO4
+
Fe(OH)3
=
FePO4
+
3 H2O
2 H3PO4
+
3 Ca(OH)2
=
Ca3(PO4)2
+
6 H2O
Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:
кислота
оксид
соль
вода
2 HCl
+
CaO
=
CaCl2
+
H2O
2 H3PO4
+
Fe2O3
=
2 FePO4
+
3 H2O
Взаимодействие кислот с металлами. Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).
Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, медь, ртуть и некоторые другие металлы с выделением водорода с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.
кислота
металл
соль
HCl
+
Hg
=
не образуется
2 HCl
2 Na
=
2 NaCl
+
H2
H2SO4
+
Zn
=
ZnSO4
+
H2
14 Со́ли — вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.
Химические свойства.
1.Химические свойства средних солей:
1. Термическое разложение. CaCO3 = CaO + CO2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 NH4Cl = NH3 + HCl
2. Гидролиз. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S FeCl3+ H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl Na2S + H2O = NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями. AgNO3 + HCl = AgCl + HNO 3 Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO 3 CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl AgCl + 2Na2S2O3 = Nа3[Ag(S2O3) 2] + NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl+5Cl2 +8H2O 2.Химические свойства кислых солей:
1. Термическое разложение с образованием средней соли Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли. Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
16 Современная формулировка:
Свойство элементов, а также форма и свойств их соединения находящихся в периодической зависимости от заряда их атомных ядра
Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа:
1. У атомов s–элементовзаполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода.
2. У атомов р–элементовэлектронами заполняются р–оболочки внешнего уровня (np). К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого).
3. У d–элементовзаполняется электронами d–оболочка второго снаружи уровня (n–1) d . Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s– и p– элементами.
Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:
· Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последующих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом и седьмом периодах.
· Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.
· s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – побочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов.
· Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.
Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными.
Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.
18 Учение о химической связи – центральный вопрос современной химии. Без него нельзя понять причин многообразия химических соединений, механизма их образования, строения и реакционной способности. Образование молекул из атомов приводит к выигрышу энергии, так как в обычных условиях молекулярное состояние устойчивее, чем атомное. Учение о строении атомов объясняет механизм образования молекул, а также природу химической связи. У атомов на внешнем энергетическом уровне может быть от одного до восьми электронов. Если на внешнем уровне содержится максимальное число электронов, которое он может вместить, то такой уровень называют завершенным. Завершенные уровни характеризуются большой прочностью. Такие уровни имеют атомы благородных газов. Атомы других элементов имеют незавершенные энергетические уровни и в процессе химического взаимодействия завершают их. Химическая связь – это совокупность сил, действующих между атомами или группой атомов. Химическая связь осуществляется валентными электронами. По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу, но осуществляется она по-разному. Поэтому различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую. Между молекулами возникает водородная связь. К основным характеристикам химической связи относятся: ● длина связи ● кратность связи ● угол связи ● энергия связи Ковалентная связь Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной. ● Метод валентных связей Основные принципы образования химической связи по МВС: 1. Химическая связь образуется за счет валентных (неспаренных) электронов. 2. Электроны с антипараллельными спинами, принадлежащие двум различным атомам, становятся общими. 3. Химическая связь образуется только в том случае, если при сближении двух и более атомов полная энергия системы понижается. 4. Основные силы, действующие в молекуле, имеют электрическое, кулоновское происхождение. 5. Связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. Существует два механизма образования ковалентной связи Обменный механизм. Связь образована путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару: а б Рис. 7. Обменный механизм образования ковалентной связи: а – неполярной; б – полярной Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь. Соединения, образованные по донорно-акцепторному механизму, относятся к комплексным соединениям Рис. 8. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи Ковалентная связь имеет определенные характеристики. Насыщаемость – свойство атомов образовывать строго определенное число ковалентных связей. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав. Направленность – т. е. связь образуется в направлении максимального перекрытия электронных облаков. Относительно линии соединяющей центры атомов образующих связь различают: σ и π (рис. 9): σ-связь – образована перекрыванием АО по линии соединяющей центры взаимодействующих атомов; π-связь – это связь, возникающая в направлении оси перпендикулярной прямой, соединяющей ядра атома. Направленность связи обусловливает пространственную структуру молекул, т. е. их геометрическую форму. Ионная (электровалентная) связь – это сильнополярная ковалентная связь. В ее основе лежит электростатическое взаимодействие ионов. Согласно ей, атомы элементов с числом электронов в наружном слое меньше восьми присоединяют или теряют такое число электронов, которое делает наружный электронный слой таким, как у атома ближайшего инертного газа. Атом, потерявший электроны, превращается в положительно заряженный ион (катион). Атом, присоединивший электроны, становится отрицательно заряженным ионом (анион). Разноименно заряженные ионы притягиваются друг к
return false">ссылка скрыта
19
Степень окисления- это условный заряд атомов химического элемента в соединении
2H2O → 2H2 + O2
H2O2=H2+O2
Н2S + Cl2 → S + 2HCl
Обратимые реакции. — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях , например:
Химические свойства.
1.Химические свойства средних солей:
1. Термическое разложение. CaCO3 = CaO + CO2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 NH4Cl = NH3 + HCl
2. Гидролиз. Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S FeCl3+ H2O = Fe(OH)Cl2 + HCl Na2S + H2O = NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями. AgNO3 + HCl = AgCl + HNO 3 Fe(NO3)3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaNO 3 CaCl2 + Na2SiO3 = CaSiO3 + 2NaCl AgCl + 2Na2S2O3 = Nа3[Ag(S2O3) 2] + NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона. 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl+5Cl2 +8H2O 2.Химические свойства кислых солей:
1. Термическое разложение с образованием средней соли Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли. Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaCO3 + 2H2O
16 Современная формулировка:
Свойство элементов, а также форма и свойств их соединения находящихся в периодической зависимости от заряда их атомных ядра
Все элементы периодической системы подразделяются на четыре типа:
1. У атомов s–элементовзаполняются s–оболочки внешнего слоя (n). К s–элементам относятся водород, гелий и первые два элемента каждого периода.
2. У атомов р–элементовэлектронами заполняются р–оболочки внешнего уровня (np). К р -элементам относятся последние 6 элементов каждого периода (кроме первого).
3. У d–элементовзаполняется электронами d–оболочка второго снаружи уровня (n–1) d . Это элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s– и p– элементами.
Из рассмотрения электронной структуры невозбужденных атомов в зависимости от порядкового номера элемента следует:
· Число энергетических уровней (электронных слоев) атома любого элемента равно номеру периода, в котором находится элемент. Значит, s–элементы находятся во всех периодах, р–элементы – во втором и последующих, d–элементы – в четвертом и последующих и f–элементы – в шестом и седьмом периодах.
· Номер периода совпадает с главным квантовым числом внешних электронов атома.
· s– и p–элементы образуют главные подгруппы, d–элементы – побочные подгруппы, f–элементы образуют семейства лантаноидов и актиноидов.
· Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.
Элементы с валентными d– или f–электронами называются переходными.
Номер группы, как правило, равен высшей положительной степени окисления элементов, проявляемой ими в соединениях. Исключением является фтор – его степень окисления равна –1; из элементов VIII группы только для Os, Ru и Xe известна степень окисления +8.
