Как составить графическую формулу основной соли

При
графическом изображении формул веществ указывается последовательность расположения
атомов в молекуле с помощью, так называемых валентных штрихов (термин
«валентный штрих» предложил в 1858 г. А. Купер для обозначения химических сил
сцепления атомов), иначе называемых валентной чертой (каждая валентная черта,
или валентный штрих, эквивалентны одной паре электронов в ковалентных
соединениях или одному электрону, участвующему в образовании ионной связи).
Часто неправильно принимают графическое изображение формул за структурные
формулы, приемлемые только для соединений с ковалентной связью и показывающие
взаимное расположение атомов в молекуле.

Так, формула Nа—СL не является структурной, так как NаСI — ионное соединение, в его
кристаллической решетке отсутствуют молекулы (молекулы NаСL существуют только в газовой фазе).
В узлах кристаллической решетки NаСI
находятся ионы, причем каждый Nа⁺
окружен шестью хлорид-ионами. Это графическое изображение формулы вещества,
показывающее, что ионы натрия не связаны между собой, а с хлорид-ионами. Не
соединяются между собой и хлорид-ионы, они соединены с ионами натрия.

Покажем
это на примерах. Мысленно предварительно «разбиваем» лист бумаги на несколько
столбцов и выполняем действия согласно алгоритмам по графическому изображению
формул оксидов, оснований, кислот, солей в следующем порядке.

Графическое
изображение формул оксидов (например, Аl₂O₃)

                                                                
                       III II

1. Определяем
валентность атомов элементов в Аl₂O₃

2.
Записываем химические знаки атомов металлов на первое место (первый столбец).
Если атомов металлов больше одного, то записываем и в один столбец и обозначаем
валентность (число связей между атомами) валентными штрихами

З.
Второе место (столбец), тоже в один столбец, занимают химические знаки атомов
кислорода, причем к каждому атому кислорода должно подходить по два валентных
штриха, так как кислород двухвалентен

                                                                        
                             lll   ll  l

Графическое изображение формул оснований (например Fе(ОН)₃)

1.
Определяем валентность атомов элементов Fе(ОН)₃

2.
На первом месте (первый столбец) пишем химические знаки атомов металла,
обозначаем их валентность Fе

З.
Второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода, которые
присоединяются одной связью к атому металла, вторая связь пока «свободна»

  

4.
Третье место (столбец) занимают химические знаки атомов водорода,
присоединяющихся на  «свободную»
валентность атомов кислорода

Графическое
изображение формул кислот (например, Н₂SO₄)

                                                  
                                    l  Vl  ll

1. Определяем
валентность атомов элементов Н₂SO₄.

2.
На первом месте (первый столбец) пишем химические знаки атомов водорода в один
столбец с обозначением валентности

Н—

Н—

З.
Второе место (столбец) занимают атомы кислорода, присоединяясь одной валентной
связью к атому водорода, при этом вторая валентность каждого атома кислорода
пока «свободна»

Н—
О —

Н—
О —

4.
Третье место (столбец) занимают химические знаки атомов кислотообразователя с
обозначением валентности

5.
На «свободные» валентности атома кислотообразователя присоединяются атомы
кислорода согласно правилу валентности

Графическое
изображение формул солей

Средние
соли
(например, Fe₂SO₄)₃) В средних солях все
атомы водорода кислоты замещены на атомы металла, поэтому при графическом
изображении их формул первое место (первый столбец) занимают химические знаки
атомов металла с обозначением валентности, а далее — как в кислотах, то есть
второе место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода, третье место
(столбец) — химические знаки атомов кислотообразователя, их три и они присоединяются
к шести атомам кислорода. На «свободные» валентности кислотообразователя присоединяются
атомы кислорода согласно правилу валентности

Кислые
соли (например, Ва(Н₂PO₄)₂) Кислые соли можно рассматривать
как продукты частичного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла,
поэтому при составлении графических формул кислых солей на первое место (первый
столбец) записывают химические знаки атомов металла и водорода с обозначением
валентности

Н—

Н—

Ва
=

Н—

Н—

Второе
место (столбец) занимают химические знаки атомов кислорода

Третье
место (столбец) — химические знаки атомов кислотообразователя,  на «свободные» 
валентности кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно
правилу валентности

Основные
соли
(например, А1ОНSO₄) Основные соли определяем, чем как
продукт частичного замещения группы ОН основания на кислотный остаток. При
составлении графических формул основных солей первое место (столбец) занимают
химические знаки атомов металлов с обозначением валентности, второе (столбец) —
химические знаки атомов металлов кислорода, третье — химические знаки атомов
водорода и кислотообразователя с обозначением соответствующей валентности. На
«свободные»  валентности атома
кислотообразователя присоединяются атомы кислорода согласно правилу валентности

ГРАФИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Очень часто формулы молекул оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей изображают графически. Для этого необходимо знать валентность каждого элемента, входящего в состав молекулы. Валентность элементов изображается черточками. Число черточек, отходящих от химического знака элементов, равно его валентности, например, Н , О =, Al  и т.д.

Так как в молекуле свободные валентности отсутствуют, то надо так составить формулу, чтобы число черточек одного элемента соответствовало числу черточек другого элемента. Валентность разных атомов в молекуле взаимонасыщенна (отсутствуют свободные черточки), например, оксид натрия Na₂O, в котором натрий одновалентен, а кислород двухвалентен.

Тогда графическая формула оксида имеет вид:

Na – O – Na

От атома кислорода отходят две черточки, от каждого атома натрия – по одной.

Графическая формула оксида алюминия Al₂O₃ имеет вид:

O = Al – O – Al = O

Алюминий трехвалентен, а кислород двухвалентен. От каждого атома алюминия отходят три черточки, от атома кислорода – две.

Графические формулы оснований

K – O – H H – O – Ba – O – H H – O – Al – О – Н

׀

O – H

KOH Ba(OH)₂ Al(OH)₃

гидроксид калия гидроксид бария гидроксид алюминия

В молекуле оснований атомы водорода связаны с кислородом.

Графические формулы кислот

В молекулах кислородосодержащих кислот атомы водорода, способные замещаться металлом, связаны с атомом неметалла через кислород:

H – O

Н – O – N = О Н – О – C – О – Н H – О – P = O

H – O ׀׀ ׀׀

O О

HNO₃ H₂CO₃ H₃PO₄

азотная кислота угольная кислота ортофосфорная кислота

В состав уксусной кислоты СН₃СООН входят четыре атома водорода, но только один из них связан с кислородом, поэтому в уксусной кислоте только один атом водорода, соединенный с атомом кислорода, способен замещаться атомом металла:

Н О

׀ ׀׀

Н – С – С – О – Н

׀

Н

Графические изображения солей

Графическое изображение формул средних и особенно кислых солей часто вызывает затруднения. При их составлении нужно сначала написать графическое изображение формулы кислоты и затем заменить в ней полностью (нормальная соль) или частично (кислая соль) атомы водорода атомами металла. Если в молекулу соли входит несколько кислотных остатков, например, Mg(NO₃)₂, то нужно писать рядом столько формул кислоты, сколько кислотных остатков входит в молекулу соли, и заменить в них полностью атомы водорода атомами металла.

Графическая формула средней (нормальной) соли Mg(NO₃)₂ имеет вид:

HNO₃ Mg(NO₃)₂

азотная кислота нитрат магния

O

׀׀

O – N = O

Mg

O – N = O

׀׀

O

O

׀׀

H – O – N = O

Mg

H – O – N = O

׀׀

O

Графическая формула кислой соли КHCO₃ имеет вид:

Н₂СО₃ КНCO₃

угольная кислота гидрокарбонат калия

К H – O – С – O – Н

׀׀

O

К – O – С – O – Н

׀׀

O

При составлении основных солей нужно сначала написать графическую формулу основания и затем заменить в ней частично гидроксогруппы ОН кислотными остатками. Например, в основной соли MgOHNO₃ гидроксогруппа ОН замещена кислотным остатком NO.

Графическая формула основной соли MgOHNO₃ имеет вид:

Mg(OH)₂ HNO₃ MgOHNO₃

гидроксид магния азотная кислота гидроксонитрат магния

O

׀׀

H – O – Mg – O – N = O

O

׀׀

H – O – Mg – O – H H – O – N = O

Раздел 1. Классификация неорганических веществ.
Состав, номенклатура и графические формулы оксидов, оснований, кислот и солей

В
настоящее время известно около 400 тысяч различных неорганических веществ. Все неорганические
вещества можно разделить на классы – оксиды, кислоты, основания и соли. Каждый
класс объединяет вещества, сходные по составу и по свойствам.

Все
неорганические вещества делятся на простые
и сложные.

где
Ас – кислотный остаток, х – число
атомов водорода, равное валентности кислотного остатка.

Примеры
кислот: НСl, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO_4.

Амфотерные
гидроксиды
– это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований.
Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в
форме кислот.

Примеры
амфотерных гидроксидов:

Состав
нормальных солей выражается общей формулой:

где
х 
– число атомов металла; у –
число кислотных остатков.

Примеры
солей: К₃РО₄, МgSO₄, FeCl_3.

Номенклатура

Называются они просто – “оксид + название элемента”
(см. таблицу). Если валентность химического элемента переменная, то указывается
римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического
элемента.

Классификация
оксидов

Все оксиды можно разделить на две группы:
солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или
безразличные.

3). Амфотерные оксиды –
это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды
металлов главных и побочных подгрупп с
валентностью III, иногдаIV, а также цинк и бериллий (Например, BeO, ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃).

4). Несолеобразующие
оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним
относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N₂O, NO, CO).

Вывод:  характер
свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.

Например, оксиды хрома:

CrO (II – основный);

Cr ₂O₃ (III  – амфотерный);

CrO₃ (VII – кислотный).

Классификация
оксидов

(по растворимости в воде)

Кислотные оксиды	Основные оксиды	Амфотерные оксиды
Растворимы в воде. Исключение –SiO2  (не растворим в воде)	В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (это металлы  I «А» и II «А» групп, исключение Be ,Mg)	С водой не взаимодействуют. В воде не растворимы

Графические
формулы

В
оксидах атомы кислорода связаны только с атомами другого элемента и не связаны
друг с другом. Например:

Номенклатура

По номенклатуре основания называют гидроксидами. Если
валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой,
заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента:

Классификация оснований

Графические
формулы

В молекуле
основания атом металла соединяется с атомами кислорода гидроксидных групп.
Например:

Номенклатура

Например,
    HCl⁺⁷O₄ – хлорная кислота,

                       
HCl⁺⁵O₃ – хлорноватая кислота,

                       
HCl⁺³O₂ – хлористая кислота,

                       
HCl⁺¹O – 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 приставка мета-, при наибольшем числе – приставка орто-.

Например,
    HBO₂ – метаборная кислота, H₃BO₃ – ортоборная кислота; HPO₃ – метафосфорная кислота, H₃PO₄ – ортофосфорная кислота.

Названия бескислородных
кислот образуются от названия элемента с окончанием на –о и прибавлением слова «водородная».

Например, HF – фтороводородная; HCl – хлороводородная, H₂S – сероводородная.

Помимо этих названий, в
русском языке применяются традиционные названия для некоторых важных и часто
применяемых соединений.

Например, HСl – соляная кислота;

HF – плавиковая кислота;

HCN – синильная кислота и др.
                           

Графические
формулы

В
оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, но не с атомами
кислотообразующего элемента. Например:

В
оксокислотах, молекулы которых содержат 2 и более атомов кислотообразующего
элемента, эти атомы соединяются через атомы кислорода. Например:

Молекулярная
формула любого амфотерного гидроксида может быть записана в форме основания и в
форме кислоты:

Номенклатура

Названия солей

для средней
соли – 

название кислотного
остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной
валентностью 

Na₂SO₄– сульфат натрия, 

CuSO₄–
сульфат меди (II) 

для кислой соли
–  

«гидро» или
«дигидро» + название кислотного остатка + название металла +
указываем валентность для металла с переменной валентностью

NaHSO₄ –
гидросульфат натрия; 

NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия

для основной соли –

«гидроксо» + название кислотного остатка + название
металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью

Mg(OH)Cl – гидроксохлорид магния

Классификация солей

Нормальные (средние) соли

Нормальные
(средние) соли – это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле
кислоты атомами металла, или продукты полного замещениягидроксидных групп в
молекуле основания кислотными остатками. Например:

При
составлении графических формул нормальных солей следует в графических формулах
соответствующих кислот замещать атомы водорода атомами металла с учетом
валентности металла.

Составим
графическую формулу сульфата кальция СаSO₄. Эта соль
содержит кислотный остаток серной кислоты Н₂SO₄:

Кислые
соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах
многоосновных  кислот атомами металла.
Например:

Основные
соли – это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах
многокислотных оснований кислотными остатками. Например:

Молекулы
основных солей содержат гидроксидные группы:

Решение:

Одноосновные
кислоты: НNO₂, HCN,
HF,  HClO₃

Двухосновные
кислоты: H₂S, H₂CO₃

Трехосновные
кислоты: Н₃РО₄

Бескислородные
кислоты: H₂S, HCN, HF

Кислородсодержащие
кислоты: Н₃РО₄, НNO₂, HClO₃,  H₂CO₃

____________________________________________________________

Решение:

Нормальные
соли:  BaSO₄
– сульфат бария, AlPO₄
–
фосфат алюминия.

Кислые
соли: NaH₂PO₄
– дигидрофосфат натрия, Ca(HS)₂ – гидросульфид
кальция.

Основные
соли: (CuOH)₂SO₄ –
гидроксосульфат меди (II),
FeOHCl₂
–
гидроксохлорид железа (III),
MnOHNO₃
–
гидроксонитрат марганца (II).

____________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Оксид калия, оксид серы (VI), гидроксид
магния, гидроксид  меди (II), оксид бария, оксид азота (II), оксид цинка,
гидроксид натрия, оксид фосфора (III), оксид углерода (II), оксид
 углерода (IV), оксид алюминия.

Na₂CO₃; K₂SO₄; AI(OH)CI;
NaHCO₃; Ba(NO₃)₂; Ca(HCO₃)₂;
K₃PO₄; Ca(OH)CI; KH₂PO₄.

HI,  H₂S,  HNO₂,  HMnO₄,   H₂CO_3.

Соли – это продукты
полного или неполного замещения атомов
водорода кислоты на атомы металла или
гидроксильных групп основания на кислоты
остаток.

Основная реакция
препаротивного получения солей –
взаимодействие кислоты и основания. По
полноте этой реакции соли делятся на
нормальные (или средние), кислые и
основные.

К нормальным, или
средним, солям относятся продукты
полного замещения атомов водорода
кислоты на атомы металла или гидроксильных
групп основания на кислотный остаток.
Например:

Ca
(OH)₂+2HNO₃=Ca
(NO₃)₂+H₂O

Ca
(OH)₂+2H⁺+2NO₃^–
+2H₂O

Здесь все (две, а
не одна)гидроксильные группы основания
Ca
(OH)₂
замещены на кислотный остаток NO₃^–.

2NaOH +
H₂CO₃
= Na₂CO₃
+ H₂O

2Na⁺
+2OH^–
+H₂CO₃
=2Na⁺
+CO^2-₃
+ H₂O

Здесь все (два, а
не один ) атомы водорода кислоты H₂CO₃
замещены на атомы металла Na.

Изображение
графических
формул
нормальных солей (как и вообще солей)
удобнее начинать с построения кислотного
остатка. Например, для силиката бария
BaSiO₃
кислотный остаток имеет вид:

— O
—

O
= Si

— O
—

В отличие от
электронейтральной молекулы кислоты
он потерял два атома водорода. Этот
кислотный остаток обеими своими
свободными связями в молекуле BaSiO₃
связан с атомом бария, который имеет
степень окисления 2+:

— O
—

O
= Si
Ва

— O
—

Кислотные соли
являются продуктом не полного замещения
атомов водорода кислоты на металл. Их
могут образовывать лишь многоосновные
кислоты. В состав кислой соли будет
входить кислотный остаток, содержащий
хотя бы один атом водорода. Например:
H₂SO₄
-серная кислота, Na₂SO₄–
нормальная соль, NaHSO₄
– кислая соль. Кислотный остаток HSO₄
– образовался при отщеплении от кислоты
одного атома водорода. Если кислота
трехосновная, она может образовывать
два ряда кислых солей , соответствующих
замене на атомы металла одного или двух
атомов водорода. Например, фосфорная
кислота Н₃РО₄
может образовывать кислые соли с
различными кислотными остатками:

NaH₂SO₄
и NaHSO₄
, Са (Н2РО4)₂,Са
НРО₄,

При графическом
изображении
кислых солей удобно сначало представить
кислотный остаток, учитывая что в него
входит незамещенный атом водорода, а
затем к свободной валентности присоединить
атом металла.

H
– O
–

C
= O

Na
– O
–

Основные соли
занимают промежуточное положение между
основаниями и солями, а значит содержат,
кроме атомов металла и кислотных
остатков, гидроксильные группы, «вязанные
с металлом. Они являются продуктом
неполного замещения гидроксильных
групп гидроксида (двух- и более) кислотным
остатком. Например: СаОНСl, СuОНNО и т. д.
В этих солях количество кислотных
остатков равно количеству замещенных
ОН¯ — групп, так как это соли одноосновных
кислот.

Если гидроксид
трехкислый, то он может образовывать
два основных остатка . Например, Al
(OH)₃
образует Al
(OH)1+2
и Al
OH₂⁺.
Заряды этих ионов равны количеству
гидроксильных групп, недостающих до
электронейтральной молекулы гидроксида.
С любой кислотой в этом случаи может
образовываться два ряда солей, формулы
которых будут зависеть от заряда
кислотного остатка HNO3
и H2CO3
получим: Al
(OH)₂
NO₃
и [Al
(OH)₂
]2CO₃,
Al
OH
(NO₃)₂,
и Al
OH
CO₃

При изображении
графических формул основных солей надо
четко представить, из каких и скольких
основных и кислотных остатков состоит
данная соль. Например, гидроксо-карбонат
кальция имеет формулу (СаОН)₂СО₃
и состоит из двух основных остатков
—Са—О—Н и одного кислотного.

– О –

О = С

– О –

Сочетая их вместе
,получаем правильную графическую
формулу:

–
О – Са -О – Н

О = С

–
О -Са – О – Н

Мы выяснили
особенности строения молекул трех
основных типов солей. Однокислотное
основание может с одноосновной кислотой
образовывать лишь одну среднюю
(нормальную) соль, с двухосновной кислотой
– одну среднюю и одну кислую соль, с
трехосновной – одну среднюю и две
кислых и. т. д. Например, в зависимости
от взятых соотношений Na OH и H₃PO₄,
можно получить:

3 Na OH +
H₃PO
₄
= Na₃PO₄
+ 3H₂O

2 Na OH +
H₃
PO₄
= Na 2HppPO₄+2H₂O

Na OH + H₃PO₄
= NaH₂PO₄
+ H₂O

Аналогично,
одноосновная кислота может образовать
с двухкислотным основанием одну среднюю
и одну основную соль, с трехкислотным
– одну среднюю и две основные соли
и.т.д. Пример:

Al ( OH)₃
+3HCl = AlCl₃
+ 3 H₂O

Al (OH)₃
+ 2HCl + AlHCl₂
+ 2H₂O

Al(OH)₃
+ HCl = Al(OH)₂Cl
+ H₂O

МНОГООСНОВНЫЕ
КИСЛОТА ИОСНОВАНИЕ МОГУТ ДАТЬ, КРОМЕ
СРЕДНЕЙ СОЛИ, И КИСЛЫЕ, И ОСНОВНЫЕ. Так
при взаимодействии Са (ОН)₂
и Р₃Ро₄
могут быть получены : одна нормальная
соль Са₃
,(РО₄)₂,две
кислые соли Са(Н₂РО₄)₂
и СаНро₄,одна
основная соль (СаОн)₃РО₄.

Схема образованиявания
кислых и основных солей дана приложении.

Пример: 3. Составить
формулы всех возможных солей, образуемых
Fe(OH)₃
и H₃PO₄.
Привести их названия.

Поскольку соль
образуется соединением двух остатков
(кислоты и основания), то целесообразно
использовать заряды этих остатков
целиком, а не рассматривать отдельные
элементы. Тогда задача сводится просто
к подбору в молекулах индексов,
обеспечивающих электронейтральность.

Фосфорная кислота
способна дать при остатке H₂PO₄
-HPO_2-4,
и PO_3-4
(их отрицательные заряды удобно подсчитать
по числу положительных ионов водорода,
отщепившихся от нейтральной молекулы
H₃PO₄).
Электронейтральнось молекул, образованных
этими остатками с Fe₃⁺,обеспечивается
соответствующими индексами в формулах.

Fe₃=
(H₂PO₄)₃-Fe₃+2
(HPO₄)_2-3
и
Fe₃+PO_3-4

Гироксид железа
(111) способен дать при остатке Fe (OH)₂FeOH₂+
и Fe₃+(их
положительные заряды удобно подсчитать
по числу отрицательных ионов гидроксила
(OH),отщепившихся от нейтральной молекулы
Fe(OH)₃.
Электронейтральность молекул, образованных
этими остатками с РО_3-4,обеспечивается
соответствующими индексами в формулах:

[Fe
(OH)₂]₃+
PO_3-4,(Fe
OH)₂+3
(PO)_3-2,Fe₃+PO_3-4

Последняя формула
совпадает с раннее полученной в предыдущем
ряду.

В соответствии с
приложением 1,составляем название
полученных солей:

Fe PO₄
фосфат железа

Fe₂
(HPO₄)₃
гадрофосфатжелеза

Fe₂(H₂PO₄)₃
дигидрофосфат железа

(FeOH)₃
(PO₄)₂
гидроксофосфат железа

[Fe (OH)₂]3PO₄
дигидроксофосфат железа

Контрольные
задания:

10. Составьте формулы
высших оксидов элементов, являющихся
макроэлементами в питании растений, и
формулы высших оксидов для микроэлементов.
Изобразите их графически. Укажите
характер этих оксидов (кислотный,
основной, амфотерный). Напишите возможные
реакции их взаимодействия с водой.

11-20. Составьте
формулы всех солей, соответствующих
кислотам и основаниям, приведенным для
вашего задания в таблице 2. Написать
уравнения реакций их получения из
кислоты и основания в молекулярной и
ионной форме. Для амфотерных гидроксидов
необходимо составлять формулы их солей,
образованных как при реакциях с кислотами,
так и с основаниями.

При написании
уравнений руководствоваться таблицей
растворимости и таблицей степеней
диссоциации.

Таблица 2

№ задания	Исходные вещества
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20	NaOH Zn(OH)2 HclO4 H3BO3 CsOH Fe(OH)3 HclO3 HCN LiOH Mg(OH02 H2SO3 H3AsO4 NH4OH Cu(OH)2 H2CO3 H2SeO4 KOH Al(OH)3 HBr H2SeO4 Sr (OH)2 Fe(OH)3 HY H2SiO3 Ba(OH)2 Ni (OH)3 HClO H2CO4 Ca(OH)2 Co(OH)3 HNO2 H2S2O3 Fe(OH)2 Ca(OH)2 HNO3 H3PO4 Ca(OH)2 NaOH HclO3 H2SO4

Смотрите свой
вариант в таблице на с. 8.

1.2. Строение атома
и периодический закон Д. И. Менделеева

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл.
II,
$ 1—12, с. 26—73.

Методические
советы

При изучении этого
материала следует усвоить современные
взгляды на «корпускулярно-волновое
состояние» электрона в атоме, вероятностный
характер распределения плотности
электронного облака и квантование
поведения электрона по энергии, формам
орбиталей и их положению в пространстве.
Поскольку каждый электрон в атоме
характеризуется собственным набором
квантовых чисел, то они помогают показать
распределение электронов в атоме.

Конечным результатом
изучения этой темы является умение
составить электронную формулу любого
атома, выявить его валентность и возможные
степени окисления.

Вопросы для
самопроверки:

1. Какие вы знаете
элементарные частицы? Укажите их основные
характеристики.

2. Что такое
радиоактивность? Какие виды радиоактивных
излучений

3. Укажите средние
размеры атома. Во сколько раз отличаются
размеры ядер от размеров атомов?

4. Какие квантовые
числа характеризуют энергию электрона
в атоме в отсутствие внешних электрических
и магнитных полей?

5. Каков порядок
заполнения орбиталей? Сформулируйте
правило Тунда. Какова форма з- и
р-электронных облаков?

6. Какое максимальное
количество электронов может размещаться
на 1з, 2з, Зз -подуровнях? Чему равен угол
между р – орбиталями в атоме?

7. Дайте современную
формулировку периодического закона Д.
И. Менделеева. Как его формулировал сам
Д. И. Менделеев?

8. Что такое
периодичность? В чем причина периодического
изменения свойств элементов? Какие
главнейшие свойства элементов меняются
периодически?

9. Каков физический
смысл номера периода, номера группы?
Дайте определение понятиям группа,
период, семейство.

10. Что такое
потенциал ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность?

Контрольные
задания:

21-30. Составте
электронные формулы и представьте
графически размещения электронов по
квантовым ячейкам для указанных в
таблице 3 элементов. Соответствующих
вашему заданию. Воспользуйтесь схемами
из учебника (1 гл.2 §8 с.49-53). Проанализируйте
возможности разъединения спаренных
электронов при возбуждении атомов с
образованием валентных электрононов
в соответствии с теорией спин-валентности.

Таблица3

№ задания	Элементы
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30	Кремний,скандий азот,титан углерод,ванадий фтор,хром алюминий,мышьяк кремний,бром фосфор,калий сера,кальций хлор.бериллий аргон,железо

31-40. Проанализируйте
изменения величины зарядов ядер, радиусов
атомов, электроотрицательностей и
степеней окисления элементов в
соответствии с вашим вариантом (см.
таблицу 4). Каковы закономерности этих
изменений при движении по группе сверху
вниз или по периоду слева на право. Как
изменяется в этом направлении металличность
элементов и характер их оксидов и
гидроксидов.

Таблица

№ задания	задание
1	2
31 32 33 34 35 36 37 38 39 40	Элементы 2 периода элементы 3 периода элементы 4 периода элементы 5 периода элементы 4В группы элементы 2А группы элементы 2В группы элементы 5А группы элементы 6В группы элементы 7В группы

1.3. Химическая
связь и строение молекул

ЛИТЕРАТУРА: 1, гл.
III,
§ 1—12, с. 76—107.

Напоминаем, что
вопросы для самопроверки являются
планом изучения темы «Химическая связь
и строение молекул».

Вопросы для
самопроверки:

1. Ионная и ковалентная
   связь. Электронно-точечные представления.
   Примеры.

2. Металлическая
   связь. Обоснование общности физических
   и химических свойств металлов.

3. Донорно-акцепторная
   связь. Необходимые условия ее
   образования. Перспективы химии
   комплексных соединений.

4. Водородная связь,
   ее природа и особенности, ее роль в
   молекулярной биологии.

5. Влияние типа
   химической связи в молекуле на физические
   свойства веществ.

6. Способы перекрывания
   атомных орбиталей, отвечающие образованию
   а и л-связей. Их относительная прочность.
   Геометрия молекул.

7. Орбитальные модели
   молекул на примере Н23, РС1з.

8. Гибридизация
   атомных орбиталей и геометрия молекул
   ВеР2, ВН3, СН4.

9. Валентность и
   степень окисления. Всегда ли совпадают
   они по величине?

Примеры.

Контрольные
задания:

41-50. Для предложенного
в вашем задании (табл. 5) соединения
постройте графическую формулу и укажите
виды химической связи в этой молекуле:
ионная, ковалентная полярная, ковалентная
неполярная, координативная, металлическая,
водородная.

ПРИМЕР: Графическая
формула сульфата натрия.

Na—O–
=O

S

Na—O–
=O

Связь Na-
O
ионная; связь O-S
ковалентная полярная

Номенклатуру солей
см. приложение 1.

Таблица 5

№ задания	Соединения
41	Гидросульфат калия
42	Карбонат кальция
43	Тиосульфат натрия
44	Гидрокарбонат кальция
45	Гидросульфат натрия
46	Дигидрофосфат бария
47	Гидрофосфат кальция
48	Нитрат аммония
49	Гидроксонитрат магния
50	Фосфат алюминия

1.4. Основные законы
химических превращений

ЛИТЕРАТУРА:
1, гл. IV,
§
1—10, с. 111—127

Методические
советы

Химические
реакции осуществляют для получения
необходимых веществ или энергии за счет
их протекания. Рассмотрение реальности
протекания химического процесса следует
проводить с двух позиций — энергетической
и кинетической. Сначала необходимо
оценить, возможна ли вообще данная
реакция в заданных условиях. Анализ
энергетических соотношений показывает,
что самопроизвольно протекают процессы
в сторону наиболее вероятного состояния
систем. В частности, в результате таких
процессов энергия выделяется и система
переходит в состояние с меньшей энергией.
В практике, однако, обнаруживается, что
некоторые из таких процессов протекают
настолько медленно, что их невозможно
использовать. Поэтому рассмотрение
способов и путей влияния на скорость
процесса существенно для его практической
реализации.

Предлагаемые ниже
вопросы для самопроверки могут служить
одновременно и планом изучения данной
темы.

Вопросы
для самопроверки:

1. Дайте определение
   понятию «скорость химической реакции».
   В каких единицах она измеряется? Какие
   факторы влияют на скорость химической
   реакции?

2. Сформулируйте
   закон действия масс. Приведите примеры
   того, как аналитически (уравнением)
   можно записать закон действия масс для
   реакций, протекающих в гомогенной и
   гетерогенной системах.

3. Что
   такое константа скорости химической
   реакции, от каких факторов она зависит?

4. Сформулируйте
   правило Вант-Гоффа. Дайте пример расчета
   изменений скорости реакции при повышении
   или понижении температуры с использованием
   этого правила.

5. Почему часть
   столкновений между молекулами не
   приводит к протеканию реакции? Что
   такое энергия активации?

6. Как
   можно объяснить механизм действия
   катализаторов при гомогенном катализе,
   гетерогенном катализе?

7. Чем
   характеризуется состояние химического
   равновесия? Какие, величины, характеризующие
   прямую и обратную реакции при химическом
   равновесии, равны друг другу?

8. Приведите примеры
   обратимых и необратимых процессов. Как
   связана константа равновесия с
   константами скоростей прямого и
   обратного процесса?

9. Какие факторы
   влияют на положение равновесия в
   гомогенных жидких и газообразных
   системах? Как они влияют?

10.
Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как
влияет изменение давления, температуры
и концентрации реагирующих веществ на
положение равновесия в системе 25О₂
+ О₂
= 25Оз?

Контрольные
задания:

51-55. Дайте определение
понятию скорость химической реакции.
Опишите количественно (где это можно),
как влияют на скорость реакции внешние
условия (концентрация, температура,
давление). Рассчитайте, во сколько раз
изменится скорость реакции при изменении
указанных в таблице (табл. 6) условий.

Таблица 6

№ задания	Реакция	Наименование температуры	Температурный коэфициент	Изменение давления
51 52 53 54 55	– – H2+Cl2=2HCl 2Fe+O2=2FeO CaO+CO2=CaCO3	Уменьшение на 40С* Увеличение на 30С* – – –	2 3 – – –	– – Увеличение в 3 раза Уменьшение в 2 раза Увеличение в 3 раза

56-60.
Чем характеризуется состояние химического
равновесия? От каких факторов зависит
константа равновесия, положение
равновесия? Предскажите в соответствии
с принципом Ле-Шателье смещение равновесия
в соответствии с изменением внешних
условий (отдельно для разных факторов)
по данным таблицы 7

Таблица 7

№ задания	Реакция	Изменение температуры	Изменение давления	Изменение концентрации
56	CO2+CaCO3+H2O (пар)=Ca(HCO3)2-Q	Понижение	Понижение	Увеличение С СО2
57	NH3+H2O=NH4OH+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО2
58	N2O4=2NO2-Q	Повышение	Понижение	Увеличение С СО2
59	4NH3+5NO2=4NO+6H2O(пар)+Q	Повышение	Понижение	Уменьшение С СО2
60	2CO+O2=2CO2+Q	повышение	повышение	Увеличение С СО2

1.5. Растворы

Литература:
1, гл. V
& 1-11, с.138-189.

Методические
советы

Изучение
этой темы целесообразно разбить на три
этапа. Сначала изучите материал по
учебнику и попробуйте ответить на
контрольные вопросы 61-70, являющиеся
одновременно вопросами для самопроверки.
Затем следует выполнить задачи –
упражнения на нахождение концентраций
растворов (№ 71-80) и после этого разобраться
с гидролизом солей в соответствии с
настоящими методическими указаниями.

Контрольные вопросы

61. Какие системы
называются растворами? Что у них общего
со смесями?

62.
Водные растворы и их значение в жизни
растений и животных.

63.
Каковы причины образования растворов?
Какова природа взаимодействия веществ
в растворах?

64. Что
такое электрическая диссоциация? Какова
роль растворителя в процессе электрической
диссоциации? Какие вещества называются
электролитами, неэлектролитами?

65. Что называется
степенью электролитической диссоциации
от концентрации и температуры раствора?

66. Что такое
константа диссоциации? От каких факторов
она зависит? Какова взаимосвязь между
степенью диссоциации и константой
диссоциации? Активность и коэффициент
активности иона.

67. Какие соединения
называются кислотами и основаниями с
точки зрения электрической диссоциации?
Чем обуславливается сравнительная сила
кислот и оснований?

68.
Какие гидроксиды называются амфотерными?
Напишите примеры уравнений их диссоциации
в кислой и щелочной средах.

69. Что
называется ионным произведением воды?
Чему оно равно? Дайте вывод выражения
ионного произведения воды (Кв). Как
влияет температура на ионное произведение
воды?

70. Что такое рН,
рОН? Какими величинами рН характеризуется
нейтральная, кислая и щелочная среда?
Как рассчитывать рН растворов сильных
и слабых кислот и оснований?

1.5.1. Концентрация
растворов

Методические
советы

В химических
расчетах используется в основном три
вида концентрации:

• процентная
  концентрация показывает, сколько
  граммов растворенного вещества находится
  в 100 г раствора,

• молярная
  концентрация показывает, сколько молей
  растворенного вещества находится в 1
  л (1000 мл) раствора,

• нормальная
  концентрация показывает, сколько молей
  эквивалентов растворенного вещества
  находится в 1 л (1000 мл) раствора.

При решении задач
по переходу от одного вида концентрации
к другому важно четко разграничить
количество растворенного вещества и
растворителя, массу и объем и т. д.
Контролируется это согласованием единиц
измерения в «столбиках» составляемых
пропорций.

Количество
растворенного вещества выражают в
граммах гпг, в молях пм, в молях эквивалентов
пэ.

Количество
раствора выражают в граммах G,
в миллилитрах V,

Связь между этими
величинами:

m
m

G

Пм=—–
Пэ=——- p=——–

М
(1) Э (2) V
(3)

Где М и Э –
молекулярная и эквивалентная масса
соответственно.

р – плотность
раствора.

Задачи на пересчет
из одной концентрации в другую являются
составным этапом большинства задач,
включающих свойства растворов.

ПРИМЕР
4. Найти молярную концентрацию 10% раствора
сахарозы. Плотность раствора 1,08 г/мл.
Формула сахарозы –C1₂H22O11

Запишем условия
задачи так, чтобы было ясно, какие
количества вещества нам даны.

Количество
растворенного вещества
Количество
раствора

Хм

——————-1000мл

10г
——————-
100г

«Столбики» этой
записи сознательно отклонены от
«вертикалей» вследствие различия единиц
измерения. Это сразу определяет
необходимость дополнительных
предварительных действий:

а) выясним, каково
количество молей в 10 г сахарозы (можно
использовать формулу 1)

m
10

nm
= —-=—– моль

M
342

б) вычислим массу
1000 мл раствора (можно использовать
формулу

3):
G=1.08*1000
г

Пропорция для
решения задачи будет иметь вид:

Хм
——————1000мл=1,08*1000г

10

—– моль=10г
—————— 100г

342

Решаем ее, используя
строгие «вертикали» с совпадающими
единицами измерения:

H2SO4 (p=1.03).

Исходная пропорция:

Хг
———————–100г

0,1 моль экв.
———————– 1000мл

С
учетом эквивалента H2SO4
(49) и плотности:

Хг
———————- 100г

49*0,1 г = 0,1 моль экв.
—————— 1,03*1000 г = 1000мл

Получаем:
49*0,1*100

Х=
——————–=0,475 г

1,03*1000

Контрольные
задания

71-80. В соответствии
с номером вашего задания заполните
пропуски в таблице 8. Например, в задаче
76 надо найти молярную
и нормальную концентрацию 10%-ного
раствора Си_ЗО₄
(плотность раствора 1,1 г/мл).

Таблица 8

№ задания	Растворенное вещество	Концентрация раствора	Плотность раствора
Процент.	молярная	нормальная
71		12			1,05
72			1,3		1,02
73		7			1,05
74				0,3	1,01
75			0,5		1,027
76		15			Принять 1,1
77				0,1	Принять 1,0
78		4			1,01
79			0,8		Принять 1,0
80				0,2	Принять 1,0

1.5.2. Гидролиз солей

Методические
советь/

Ввиду особой
важности гидролиза солей в регулировании
биологических процессов следует четко
отработать навыки написания уравнений
гидролиза после проработки по учебнику
(§ 9 с. 170—173).

Поставим себе
задачу составления уравнений гидролиза
только по первой ступени (наиболее
реальной в обычных условиях). Рекомендуемая
последовательность действий:

а) составить
уравнения диссоциации соли;

б) выяснить, по
какому иону идет гидролиз.

Это и есть сугубо
химический аспект гидролиза. Здесь
используются справочные данные для
определения «слабости» электролита,
таблица растворимости (приложение 2),
таблица степеней диссоциации (приложение
3).

в) составить для
этого иона уравнение реакции взаимодействия
с водой (с одной молекулой, т. к. речь
идет о первой ступени). Это уравнение и
будет сокращенным ионным уравнением
гидролиза, оно определяет наступающее
в растворе равновесие и характеризуется
собственной константой.

г) записать уравнение
гидролиза в молекулярном виде. При этом
в основу берется ионное уравнение (пункт
в), а для составления нейтральных молекул
используются противоионы из уравнения
диссоциации соли (пункт а).

ПРИМЕР 6. Составить
уравнение гидролиза сульфата меди.

а)
CuSO₄
= Cu₂⁺+SO₄^2-

б) из
приложений 3 выясняем, что иону Сu₂⁺
соответствует слабое основание, а иону
SO42-—
сильная кислота, значит, гидролиз идет
по катиону:

в)
Cu₂⁺
+H₂O
= (CuHO)⁺+H⁺

Естественно,
что положительный ион Сu₂⁺
«вырвет» из воды отрицательную часть
OH-
Заряд образовавшегося иона СuОН⁺
определяем суммированием зарядов Си₂+
и ОН~. Не забудьте, что связывание ионов
ОН^–
ведет к избытку в растворе ионов Н⁺,
что определит кислую реакцию среды.

Выражение для
константы гидролиза имеет вид:

(CuOH+)*(H+)

Kr= ———————–

(Cu2+)

г) при
составлении уравнения в молекулярной
форме констатируем, что всем положительным
ионам уравнения (2) соответствуют
имеющиеся в свободном виде (уравнение
1) отрицательные ионы SO₄^2-
С учетом зарядов ионов составляем
электронейтральные молекулы:

CuSO₄+H₂O=(CuOH)₂SO₄+Н₂SО₄

а затем подбираем
необходимые коэффициенты:

2CuSО₄+2H₂O=
(CuOH)₂SO₄+H₂SO₄

Напоминаем,
что в растворе реально существуют ионы
НзО⁺
а не Н⁺.

Контрольные
задания:

81-90.
Составьте ионные и молекулярные уравнения
гидролиза приведенных в вашем задании
солей. Укажите реакцию среды в растворе
соли. Напишите выражения для константы
гидролиза.

81. Нитрат магния,
сульфит натрия.

82. Нитрат меди,
карбонат калия.

83. Сульфат алюминия,
силикат калия

84.
Хлорид железа (III),
сульфид натрия.

85. Сульфат аммония,
цианид калия.

86. Хлорид аммония,
сульфид бария.

87.
Сульфат магния (II),
карбонат калия.

88.
Нитрат алюминия, ацетат кальция

89. Хлорид цинка,
силикат калия.

90.
Сульфат железа (II)?
Фосфат калия.

1.6. Комплексные
соединения

Литература
:1, гл .VI,
& 1 -8, с.193 – 207

Методические
указания

При
изучении этой темы обратите внимание
на отсутствие строгого определения
понятия «комплексное соединение».
Комплексным соединением можно называть
соединения сложного состава, в которых
выделяют центральный атом
(комплексообразователь) и непосредственно
связанные с ним молекулы или ионы
(лиганды). Проанализируйте, какие частицы
из ниже перечисленных можно называть
комплексными с этой точки зрения: NO₃-;
NH₄+
; (Cu
(NH3)₄)₂+;
CaCl₂;
K₃(Fe(CN)₆)
; H₂S

В
некоторых случаях указывают, что
комплексообразователь должен быть
связан с лигандами донорно- акцепторной
связью. Учитывая этот факт, проанализируйте
еще раз приведенный перечень. Какие
частицы являются комплексными с учетом
этой второй точки зрения?

Названия
комплексных частиц дают, указывая
сначала названия лигандов, затем
комплексообразователя с указанием
степени окисления.

CN-
(и др. галогены) – хлоро;, H₂O
– акво = ; NH₃
– амин; CN-
_ циано = (и др.)

Количество
лигандов указывают приставками: ди,
три, тетра, пента, гекса.

Названия
соединений с комплексным анионом
оканчиваются суффиксом «-ат», в комплексных
катионах название комплексообразователя
дается без специальных окончаний,

Примеры:

Ca₂(Fe(CN)₆)
– гексацианоферрат (II)
кальция,

(Fe(Н₂O₆)SO₄
– сульфат гексааквожелеза (II)

Вопросы
для самопроверки:

1.
Основные положения координационной
теории Вернера.

2. Что
такое лиганды? Комплексообразователь?
Координационное число? Внутренняя и
внешняя сфера комплекса?

3.
Номенклатура комплексных соединений.

4. Как
происходит диссоциация комплексных
электроситов?

5. Что
такое константы устойчивости комплексных
соединений?

Контрольные
задания:

91-100.
Заполните таблицу 9 в соответствии с
вашим вариантом, указав комплексообразователь
лиганды, координационное число, внутреннюю
и внешнюю среду по формуле комплексного
соединения, или составив соответствующую
формулу по указанному комплексообразователю,
лигандам и координационному числу.
Дайте название этим веществам.

Таблица 9

№ задания	Комплексообразователь	Лиганд	Координационное число	Внутренняя сфера комплекса	Ионы внешней сферы	Формула комплексного соединения	Выражение для общей константы устойчивости комплексного иона
1	2	3	4	5	6	7	8
91	Zn2+	OH-	4		Na+	K2(PtCl6)
92	Al3+	OH-	6 6		K+ K+	K4(Fe(CN)6)
93	Cr3	OH-	6		K+	K3(Fe(CN)6)
94	Pt4+	NH3	4	(Cu(H2O)52+	SO42- Cl-
95		NO2–		(Co(No2)6)3+	Na+	(Cu(NH3)4)SO4
96				(PtBr6)2–	Na+	Fe3(Fe(CN)6)4
97	Co3+	NO2–	6		K+	(Cr(H2O)6)Cl3
98				(SiF6)2–	Na+	(Ca(NH3)8)Cl2
99	Ag+	CN-	2		Na+	K2(PtCl4)
100	Co2+	CNS-	4		NH4+	(Ag(NH3)2)Cl

1.7. Реакции
окисления-восстановления

ЛИТЕРАТУРА:
1, гл. VI,
§ 1—6, с. 209-253

Методические
советы

Тщательно
проработайте по учебнику (1, гл. VI,
§ 3) метод электронного баланса с целью
выработки умения подбора коэффициентов
в окислительно-восстановительных
реакциях. Вопросы контрольных заданий
могут послужить вам в качестве упражнений.

Контрольные
задания:

101-110. Составьте
электронные уравнения и подберите
коэффициенты в реакциях, соответствующих
вашему заданию. Рассчитайте, сколько
граммов окислителя требуется для
восстановления 10 г соответствующего
реакции восстановителя.

101.
KMnO₄+Na₂S+H₂SO₄=K₂SO₄+MnSO4+Na₂SO₄+H₂O

102.
KMnO₄+H₂O₂+H₂SO₄
= K₂SO₄
+MnSo₄+O₂+H₂O

103.
MnO₂+HCl
= MnCl₂+Cl₂
+H₂O

104.
Cu+HNO₃
= Cu (NO₃)₂+No+H₂O

105.
K₂Cr₂O₇+Na₂SO₃+H₂SO₄=K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+Na₂SO₄+H₂O

106.
KMnO₄+H₃PO₃+H₂SO₄
=MnSO₄+H₃PO₄+K₂SO₄+H₂O

107.
K₂Cr₂O₇+HCl
= Cl₂+CrCl₃+KCl+H₂O

108.
KMnO₄+KNO₂+H₂SO₄
= K₂SO₄+MnSO₄+KNO₃+H₂O

109.
Na₂S+K₂Cr₂O₇+H₂SO₄
=Na₂SO₄+K₂SO₄+Cr₂(SO₄)₃+H₂O

110.
KMnO₄+HCl+HCl
= Cl₂+KCl+MnCl₂+H₂O

чувак, а что ты плохого сделал своему учителю химии?

было 2 молекулы ортофосфорной кислоты Н3РО4, т. е. О=Р (ОН) 3
её формулу я тебе покажу http://ru.wikipedia.org/wiki/Ортофосфорная_кислота а дальше включай воображение
у одной молекулы у одного гидроксила убрали только водород, а у другой гидроксил и образовавшейся на его месте свободной связью прицепили на место водорода к первой молекуле. МОЖЕТЕ РЖАТЬ!! !а как я ещё это объясню на пальцах?? ?
получили O=P(OH)(ОН) -O-(OH)(ОН) P=O гидроксилы в скобках рисуешь вверх и вниз от атома фосфора.

Ba(H3P2O7)2 – рисуешь одну под другой две молекулы пирофосфорной кислоты у одного из гидроксилов у каждой молекулы убираешь водород O=P(OH)(ОН) -O-(OH)(О-)P=O и соединяешь молекулы через атом бария Р-О-Ва-О-Р

Ba(H3P2O7)2 – здесь не знаю.. .
то ли водород замещается у двух гидроксилов у одного атома фосфора и получается O=P(O-)(О-)-O-(OH)2P=O,
то ли по водороду у одного из гидроксилов у разных атомов фосфора O=P(OН) (О-)-O-(OH)(О-)P=O и вместо водорода рисуешь по связи к барию (я за этот вариант. но понятия не имею почему) .

(BaOH)4P2O7 это просто. замещаешь все водороды на (ВаОН)
O=P(ОВаOH)(ОВаОН) -O-(ОВаOH)(ОВаОН) P=O
каждый из них выглядит Р-О-Ва-О-Н

Ba3(HP2O7)2 это самое интересное и весёлое.
я думаю, что рисуешь одну под другой две молекулы BaH2P2O7. затем у каждой из молекул у одного из гидроксилов убираешь водород и молекулы соединяешь через ещё один атом бария.

в каждом из соединений фосфор должен иметь 5 связей, кислород и барий по 2, водород разумеется одну.

извини. как смог, так и объяснил…