Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"

Автор книги: Ростислав Лидин

сообщить о нарушении

Текущая страница: 1 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 6 страниц]

Р. А. Лидин
Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

Предисловие

Справочник включает весь теоретический материал школьного курса химии, необходимый для сдачи ЕГЭ, – итоговой аттестации учащихся. Этот материал распределен по 14 разделам, содержание которых соответствует темам, проверяемым на ЕГЭ, – четырем содержательным блокам: «Химический элемент», «Вещество», «Химическая реакция», «Познание и применение веществ и химических реакций». К каждому разделу даны тренировочные задания из частей А и В – с выбором ответа и кратким ответом. Раздел 15 полностью посвящен решению расчетных задач, включенных в экзаменационную часть С.

Тестовые задания составлены таким образом, что, отвечая на них, учащийся сможет более рационально повторить основные положения школьного курса химии.

В конце пособия приводятся ответы к тестам, которые помогут школьникам и абитуриентам проверить себя и восполнить имеющиеся пробелы.

Для удобства работы с данным справочником приведена таблица, где указано соответствие между тематикой экзамена и разделами книги.

Пособие адресовано старшим школьникам, абитуриентам и учителям.

1. Распространенные элементы. строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали

Химический элемент– определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной атомной массой.

В табл. 1 перечислены распространенные химические элементы, приведены символы, которыми они обозначаются (в скобках – произношение), порядковые номера, относительные атомные массы, характерные степени окисления.

Нулеваястепень окисления элемента в его простом веществе (веществах) в таблице не указана.

Все атомы одного элемента имеют одно и то же число протонов в ядре и число электронов в оболочке. Так, в атоме элемента водородН находится 1 р ⁺в ядре и на периферии 1 е ^-; в атоме элемента кислородО находится 8 р ⁺в ядре и 8 е ^-в оболочке; атом элемента алюминийАl содержит 13 р ⁺в ядре и 13 е ^-в оболочке.

Атомы одного элемента могут различаться числом нейтронов в ядре, такие атомы называются изотопами. Так, у элемента водородН три изотопа: водород-1 (специальное название и символ протий ¹H) с 1 р ⁺в ядре и 1 е ^-в оболочке; водород-2 (дейтерий ²Н, или D) с 1 р ⁺и 1 п ⁰ в ядре и 1 е ^-в оболочке; водород-3 (тритий ³Н, или Т) с 1 р ⁺и 2 п ⁰в ядре и 1 е ^-в оболочке. В символах ¹Н, ²Н и ³Н верхний индекс указывает массовое число– сумму чисел протонов и нейтронов в ядре. Другие примеры:

Электронную формулуатома любого химического элемента в соответствии с его расположением в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева можно определить по табл. 2.

Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни(1, 2, 3-й и т. д.), уровни делятся на подуровни(обозначаются буквами s, р, d, f). Подуровни состоят из атомных орбиталей– областей пространства, где вероятно пребывание электронов. Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1-го уровня s-подуровня), 2 s, 2 р, 3 s, 3 р, 3d,4 s… Число орбиталей в подуровнях:

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:

1)  принцип минимума энергии

Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.

Последовательность нарастания энергии подуровней:

1 s< 2 c< 2 p< 3 s< 3 p< 4 s≤ 3 d< 4 p< 5 s≤ 4 d< 5 p< 6 s…

2)  правило запрета (принцип Паули)

В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.

Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона – электронной парой:

3)  принцип максимальной мультиплетности (правило Хунда)

В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.

Каждый электрон имеет свою собственную характеристику – спин (условно изображается стрелкой вверх или вниз). Спины электронов складываются как вектора, сумма спинов данного числа электронов на подуровне должна быть максимальной(мультиплетность):

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей атомов элементов от Н (Z =1) до Kr (Z =36) показано на энергетической диаграмме(номера отвечают последовательности заполнения и совпадают с порядковыми номерами элементов):

Из заполненных энергетических диаграмм выводятся электронные формулыатомов элементов. Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы (например, 3 d ⁵– это 5 электронов на З d-подуровне); вначале идут электроны 1-го уровня, затем 2-го, 3-го и т. д. Формулы могут быть полными и краткими, последние содержат в скобках символ соответствующего благородного газа, чем передается его формула, и, сверх того, начиная с Zn, заполненный внутренний d-подуровень. Примеры:

₁H = 1s ¹

₂Не = 1s ²

₃Li = 1s ²2s ¹= [ ₂He]2s ¹

₈O = 1s ² 2s ²2p ⁴= [ ₂He] 2s ²2p ⁴

₁₃Al = 1s ²2s ²2p ⁶ 3s ²3p ¹= [ ₁₀Ne] 3s ²3p ¹

₁₇Cl = 1s ²2s ²2p ⁶ 3s ²3p ⁵= [ ₁₀Ne] 3s ²3p ⁵

_2OСа = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p 4s ²= [ ₁₈Ar] 4s ²

₂₁Sc = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶ 3d ¹4s ²= [ ₁₈Ar] 3d ¹4s ²

₂₅Mn = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶ 3d ⁵4s ²= [ ₁₈Ar] 3d ⁵4s ²

₂₆Fe = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶ 3d ⁶4s ²= [ ₁₈Ar] 3d ⁶4s ²

_3OZn = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶3d ¹⁰ 4s ²= [ ₁₈Ar, 3d ¹⁰] 4s ²

₃₃As = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶3d ¹⁰ 4s ²4p ³= [ ₁₈Ar, 3d ¹⁰] 4s ²4p ³

₃₆Kr = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶3d ¹⁰ 4s ²4p ⁶= [ ₁₈Ar, 3d ¹⁰] 4s ²4p ⁶

Электроны, вынесенные за скобки, называются валентными.Именно они принимают участие в образовании химических связей.

Исключение составляют:

₂₄Cr = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶ 3d ⁵4s ¹= [ ₁₈Аr] Зd ⁵4s ¹(а не 3d ⁴4s ²!),

₂₉Cu = 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p ⁶ 3d ¹⁰4s ¹= [ ₁₈Ar] 3d ¹⁰4s ¹(а не 3d ⁹4s ²!).

Примеры заданий части А

1. Название, не относящеесяк изотопам водорода, – это

1) дейтерий

2) оксоний

3) протий

4) тритий

2. Формула валентных подуровней атома металла – это

1) 4s ²4p ⁴

2) 3d ⁵4s ²

3) 2s ²2p ¹

4) 3s ²3p ⁶

3. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома железа равно

1) 2

2) 3

3) 4

4) 8

4. В возбужденном состоянии атома алюминия число неспаренных электронов равно

1) 1

2) 2

3) 3

4) 4

5. Электронная формула [Ar]3d ⁹4s ⁰отвечает катиону

1) Ti ²⁺

2) Cu ²⁺

3) Cr ²⁺

4) Zn ²⁺

6. Электронная формула аниона Э ^2-[Ne] 3s ²3p ⁶отвечает элементу

1) аргон

2) хлор

3) сера

4) фосфор

7. Суммарное число электронов в катионе Mg ²⁺и анионе F ^-равно

1) 9

2) 10

3) 20

4) 21

2. Периодический закон. Периодическая система. Электроотрицательность. Степени окисления

Современная формулировка Периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым в 1869 г.:

Свойства элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера.

Периодически повторяющийся характер изменения состава электронной оболочки атомов элементов объясняет периодическое изменение свойств элементов при движении по периодам и группам Периодической системы.

Проследим, например, изменение высших и низших степеней окисления у элементов IA – VIIA-групп во втором – четвертом периодах по табл. 3.

Положительныестепени окисления проявляют все элементы, за исключением фтора. Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне (за исключением кислорода). Эти степени окисления называют высшимистепенями окисления. Например, высшая степень окисления фосфора Р равна +V.

Отрицательныестепени окисления проявляют элементы, начиная с углерода С, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до восьми. Эти степени окисления называют низшимистепенями окисления. Например, у атома фосфора Р на последнем энергетическом уровне недостает трех электронов до восьми, значит, низшая степень окисления фосфора Р равна – III.

Значения высших и низших степеней окисления повторяются периодически, совпадая по группам; например, в IVA-группе углерод С, кремний Si и германий Ge имеют высшую степень окисления +IV, а низшую степень окисления – IV.

Эта периодичность изменения степеней окисления отражается на периодическом изменении состава и свойств химических соединений элементов.

Аналогично прослеживается периодическое изменение электроотрицательности элементов в 1—6-м периодах IA– VIIA-групп (табл. 4).

В каждом периоде Периодической системы электроотрицательность элементов увеличивается при возрастании порядкового номера (слева направо).

В каждой группеПериодической системы электроотрицательность уменьшается при возрастании порядкового номера (сверху вниз). Фтор F обладает наивысшей, а цезий Cs – наинизшей электроотрицательностью среди элементов 1—6-го периодов.

У типичных неметаллов – высокая электроотрицательность, а у типичных металлов – низкая.

Примеры заданий частей А, В

1.В 4-м периоде число элементов равно

1) 2

2) 8

3) 18

4) 32

2.Металлические свойства элементов 3-го периода от Na до Сl

1) силиваются

2) ослабевают

3) не изменяются

4) не знаю

3.Неметаллические свойства галогенов с увеличением порядкового номера

1) возрастают

2) понижаются

3) остаются без изменений

4) не знаю

4.В ряду элементов Zn – Hg – Со – Cd один элемент, не входящий в группу, – это

1) Са

2) Cs

3) Cd

4) Со

5.Металлические свойства элементов повышаются по ряду

1) In – Ga – Al

2) К – Rb – Sr

3) Ge – Ga – Tl

4) Li – Be – Mg

6.Неметаллические свойства в ряду элементов Аl – Si – С – N

1) увеличиваются

2) уменьшаются

3) не изменяются

4) не знаю

7.В ряду элементов О – S – Se – Те размеры (радиусы) атома

1) уменьшаются

2) увеличиваются

3) не изменяются

4) не знаю

8.В ряду элементов Р – Si – Аl – Mg размеры (радиусы) атома

1) уменьшаются

2) увеличиваются

3) не изменяются

4) не знаю

9.Для фосфора элемент с меньшейэлектроотрицательностью – это

1) N

2) S

3) Сl

4) Mg

10.Молекула, в которой электронная плотность смещена к атому фосфора, – это

1) PF ₃

2) РН ₃

3) P ₂S ₃

4) Р ₂O ₃

11. Высшаястепень окисления элементов проявляется в наборе оксидов и фторидов

1) СlO ₂, РСl ₅, SeCl ₄, SO ₃

2) PCl, Аl ₂O ₃, КСl, СО

3) SeO ₃, ВСl ₃, N ₂O ₅, СаСl ₂

4) AsCl ₅, SeO ₂, SCl ₂, Cl ₂O ₇

12. Низшаястепень окисления элементов – в их водородных соединениях и фторидах набора

1) ClF ₃, NH ₃, NaH, OF ₂

2) H ₃S ⁺, NH+, SiH ₄, H ₂Se

3) CH ₄, BF ₄, H ₃O ⁺, PF ₃

4) PH ₃, NF+, HF ₂, CF ₄

13.Валентность для многовалентного атома одинаковав ряду соединений

1) SiH ₄– AsH ₃– CF ₄

2) РН ₃– BF ₃– ClF ₃

3) AsF ₃– SiCl ₄– IF ₇

4) H ₂O – BClg – NF ₃

14.Укажите соответствие между формулой вещества или иона и степенью окисления углерода в них

3. Молекулы. Химическая связь. Строение веществ

Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами(реальными или условными формульными единицамимногоатомных веществ). Атомы в молекулах химически связаны.

Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Каждая химическая связь в структурных формулахпредставляется валентной чертой,например:

H – H (связь между двумя атомами водорода);

H ₃N – Н ⁺(связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода);

(К ⁺) – (I ^-) (связь между катионом калия и иодид-ионом).

Химическая связь образуется парой электронов (•), которая в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:

Химическая связь называется ковалентной,если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.

В молекуле F ₂оба атома фтора имеют одинаковую электроотрицательность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполярной, так как у каждого атома фтора электронная плотностьодинакова и в электронной формулемолекулы может быть условно разделена между ними поровну:

В молекуле хлороводорода НСl химическая связь уже полярная,так как электронная плотность на атоме хлора (элемента с большей электроотрицательностью) значительно выше, чем на атоме водорода:

Ковалентная связь, например Н – Н, может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов:

H · + · H → H – H

или

H ∙ ∙ H

Такой механизм образования связи называется обменнымили равноценным.

По другому механизму та же ковалентная связь H – H возникает при обобществлении электронной пары гидрид-иона H катионом водорода Н ⁺:

H ⁺+ (:H) ^-→ H – H

или

H ∙ ∙ H

Катион Н ⁺в этом случае называют акцептором,а анион Н – доноромэлектронной пары. Механизм образования ковалентной связи при этом будет донорно-акцепторным,или координационным.

Одинарные связи (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) называются а-связями,они определяют геометрическую форму молекул.

Двойные и тройные связи (

) содержат одну σ-составляющую и одну или две π-составляющие; σ-составляющая, являющаяся основной и условно образующаяся первой, всегда прочнее π-составляющих.

Физическими (реально измеряемыми) характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и полярность.

Энергия химической связи( Е _св) – это теплота, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда слабее, чем кратная (двойная, тройная).

Длина химической связи( l _св) – межъядерное расстояние. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда длиннее, чем кратная.

Полярностьсвязи измеряется электрическим дипольным моментом р– произведением реального электрического заряда (на атомах данной связи) на длину диполя (т. е. длину связи). Чем больше дипольный момент, тем выше полярность связи. Реальные электрические заряды на атомах в ковалентной связи всегда меньше по значению, чем степени окисления элементов, но совпадают по знаку; например, для связи H ^+I—Cl ^-Iреальные заряды равны Н ⁺⁰' ¹⁷—Сl ^-0' ¹⁷(двухполюсная частица, или диполь).

Полярность молекулопределяется их составом и геометрической формой.

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простыхвеществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б)  многоатомныемолекулы сложныхвеществ, если их геометрическая форма симметрична.

Например, молекулы СО ₂, BF ₃и СН ₄имеют следующие направления равных (по длине) векторов связей:

При сложении векторов связей их сумма всегда обращается в нуль, и молекулы в целом неполярны, хотя и содержат полярные связи.

Полярными (р> O) будут:

а)  двухатомныемолекулы сложныхвеществ, так как они содержат только полярные связи;

б)  многоатомныемолекулы сложныхвеществ, если их строение асимметрично,т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул NH ₃, Н ₂О, HNО ₃и HCN.

Сложные ионы, например NH ₄ ⁺, SO ₄ ^2-и NO ₃ ^-, не могут быть диполями в принципе, они несут только один (положительный или отрицательный) заряд.

Ионная связьвозникает при электростатическом притяжении катионов и анионов почти без обобществления пары электронов, например между К ⁺и I ^-. У атома калия – недостаток электронной плотности, у атома иода – избыток. Такую связь считают предельнымслучаем ковалентной связи, поскольку пара электронов находится практически во владении у аниона. Такая связь наиболее характерна для соединений типичных металлов и неметаллов (CsF, NaBr, CaO, K ₂S, Li ₃N) и веществ класса солей (NaNО ₃, K ₂SО ₄, СаСО ₃). Все эти соединения при комнатных условиях представляют собой кристаллические вещества, которые объединяют общим названием ионные кристаллы(кристаллы, построенные из катионов и анионов).

Известен еще один вид связи, называемой металлической связью,в которой валентные электроны так непрочно удерживаются атомами металлов, что фактически не принадлежат конкретным атомам.

Атомы металлов, оставшиеся без четко принадлежащих им внешних электронов, становятся как бы положительными ионами. Они образуют металлическую кристаллическую решетку.Совокупность обобществленных валентных электронов ( электронный газ)удерживает положительные ионы металла вместе и в определенных узлах решетки.

Помимо ионных и металлических кристаллов существуют еще атомныеи молекулярныекристаллические вещества, в узлах решеток которых находятся атомы или молекулы соответственно. Примеры: алмаз и графит – кристаллы с атомной решеткой, иод I ₂и диоксид углерода СO ₂(сухой лед) – кристаллы с молекулярной решеткой.

Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами, например для жидкого HF, воды Н ₂O и смеси H ₂O + NH ₃:

Водородная связьобразуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов – F, О, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н ₂O и NH ₃, но их нет в HCl, H ₂S и РН ₃.

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, например при плавлении льда и кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления (табл. 5) и кипения веществ с водородными связями

(например, HF и Н ₂O) оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей (например, HCl и H ₂S соответственно).

Многие органические соединения также образуют водородные связи; важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

Примеры заданий части А

1. Вещества только с ковалентными связями – это

1) SiH ₄, Сl ₂O, СаВr ₂

2) NF ₃, NH ₄Cl, P ₂O ₅

3) CH ₄, HNO ₃, Na(CH ₃O)

4) CCl ₂O, I ₂, N ₂O

2–4.Ковалентная связь

2. одинарная

3. двойная

4. тройная

присутствует в веществе

1) КСl

2) N ₂

3) S ₂

4) H ₂S

5. Кратные связи имеются в молекулах

1) HCOOH

2) ССl ₄

3) С ₃Н ₈

4) С ₃Н ₄

6. Частицы, называемые радикалами, – это

1) SO ₂

2) СlO ₂

3) С ₂Н ₆

4) С ₂Н ₅

7. Одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму в наборе ионов

1) SO ₄ ^2-, NH ₄ ⁺

2) H ₃O ⁺, NH ₄ ⁺

3) PO ₄ ^3-, NO ₃ ^-

4) PH ₄ ⁺, SO ₃ ^2-

8.  Наиболее прочнаяи короткаясвязь – в молекуле

1) Н ₂O

2) H ₂S

3) HF

4) PH ₃

9. Вещества только с ионными связями – в наборе

1) HCl, КСl

2) NH ₄Cl, SiCl ₄

3) NaF, CsCl

4) Nal, P ₂O ₅

10–13.Кристаллическая решетка вещества

10. Si

11. H ₂SO ₄

12. Cr

13. Ва(ОН) ₂

1) металлическая

2) ионная

3) атомная

4) молекулярная

4. Классификация и взаимосвязь неорганических веществ

Классификация неорганических веществ базируется на химическом составе– наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нем и в каком числовом отношении для их атомов.

Элементыусловно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионовмногоэлементных веществ (металлическиесвойства), вторые – в состав анионов (неметаллическиесвойства). В соответствии с Периодическим законом в периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие одновременно в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные,двойственные) свойства. Элементы VIIIA-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы),хотя для Kr, Хе и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы Не, Ne, Ar химически инертны).

Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в табл. 6.

Ниже приводятся определения (дефиниции) классов неорганических веществ, их важнейшие химические свойства и способы получения.

Неорганические вещества– соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Делятся по химическому составу:

Простые веществаобразованы атомами одного элемента. Делятся по химическим свойствам:

Металлы– простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

Простые вещества элементов Cu, Ag и Ni также относят к металлам, так как у их оксидов CuO, Ag ₂O, NiO и гидроксидов Cu(OH) ₂, Ni(OH) ₂преобладают основные свойства.

Неметаллы– простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы: F ₂, Cl ₂, Br ₂, I ₂, O ₂, S, N ₂, Р, С, Si.

Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены– амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены: Be, Cr, Zn, Аl, Sn, Pb.

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены– благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA-группы: Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.

Сложные веществаобразованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:

Оксиды– соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Делятся по составу и химическим свойствам:

Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O ^+IIF ₂ ^-Iи H ₂ ^+IO ₂ ^-I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S ^+IVCl ₂ ^-IO ^-II.

Оснóвные оксиды– продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li ₂O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na ₂O, К ₂O, Rb ₂O, Cs ₂O и ВаО получают другими способами.

Оксиды CuO, Ag ₂O и NiO также относят к основным.

Кислотные оксиды– продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO ₂, SeO ₂, Р ₂O ₅, As ₂O ₃, СO ₂и SiO ₂при сжигании на воздухе; оксиды Cl ₂O, Cl ₂O ₇, I ₂O ₅, SO ₃, SeO ₃, N ₂O ₃, N ₂O ₅и As ₂O ₅получают другими способами.

Исключение: у оксидов NO ₂и ClO ₂нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO ₂и ClO ₂реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO ₂и с водой, образуя две кислоты:

а) 2NO ₂+ 2NaOH = NaNO ₂+ NaNO ₃+ H ₂O

б) 2ClO ₂+ Н ₂O (хол.) = НClO ₂+ НClO ₃

2ClO ₂+ 2NaOH (хол.) = NaClO ₂+ NaClO ₃+ H ₂O

Оксиды CrO ₃и Mn ₂O ₇(хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Амфотерные оксиды– продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.

Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr ₂O ₃, ZnO, Al ₂O ₃, GeO ₂, SnO ₂и РЬО; амфотерные оксиды Ga ₂O ₃, SnO и РЬO ₂получают другими способами.

Двойные оксидыобразованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe ^IIFe ₂ ^III)O ₄, (Рb ₂ ^IIPb ^IV)O ₄, (MgAl ₂)O ₄, (CaTi)O ₃.

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды– оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N ₂O, SiO, S ₂O.

Гидроксиды– соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О ^-IIН, могут содержать также кислород O ^-II. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:

Оснóвные гидроксиды (основания)образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

М ₂O + Н ₂O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)

МО + Н ₂O = М(ОН) ₂ (М = Са, Sr, Ва)

Исключение: гидроксиды Mg(OH) ₂, Cu(OH) ₂и Ni(OH) ₂получают другими способами.

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

2LiOH = Li ₂O + Н ₂O

М(ОН) ₂= МО + Н ₂O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂и др.) называют щелочами,так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.

Кислотные гидроксиды (кислоты)образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н ⁺(точнее, Н ₃O ⁺) и следующие анионы, или кислотные остатки:

Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):

Cl ₂O + H ₂O = 2HClO

Е ₂O ₃+ Н ₂O = 2НЕO ₂(Е = N, As)

As ₂O ₃+ 3H ₂O = 2H ₃AsO ₃

EO ₂+ H ₂O = H ₂EO ₃(Е = С, Se)

E ₂O ₅+ H ₂O = 2HEO ₃(Е = N, Р, I)

E ₂O ₅+ 3H ₂O = 2H ₃EO ₄(E = P, As)

EO ₃+ H ₂O = H ₂EO ₄(E = S, Se, Cr)

E ₂O ₇+ H ₂O = 2HEO ₄(E = Cl, Mn)

Исключение: оксиду SO ₂в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO ₂ nН ₂O («сернистая кислота H ₂SO ₃» не существует, но кислотные остатки HSO ₃ ^-и SO ₃ ^2-присутствуют в солях).

При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:

2HAsO ₂= As ₂O ₃+ H ₂O

H ₂EO ₃= EO ₂+ H ₂O (E = C, Si, Ge, Se)

2HIO ₃= I ₂O ₅+ H ₂O

2H ₃AsO ₄= As ₂O ₅+ H ₂O

H ₂SeO ₄= SeO ₃+ H ₂O

При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H ₂SO ₄и Н ₃РO ₄в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO ₃в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):

М + H ₂SO ₄(pasб.) = MSO ₄+ Н ₂↑ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H ₂SO ₄(paзб.) = M ₂(SO ₄) ₃+ 3H ₂↑ (M = Al, Ga)

3M + 2Н ₃РO ₄(разб.) = M ₃(PO ₄) ₂↓ + 3H ₂↑ (M = Mg, Fe, Zn)

В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.

Амфотерные гидроксидыобразованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:

Be(OH) ₂Sn(OH) ₂Al(OH) ₃AlO(OH)

Zn(OH) ₂Pb(OH) ₂ Cr(OH) ₃CrO(OH)

He образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:

Исключение: для железа(III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа(III) Fe(OH) ₃» не существует (не получен).

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.

Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).

Соли– соединения, состоящие из катионовосновных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов(остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей, соли, рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солямиили оксосолями.Делятся по составу катионов и анионов:

Средние солисодержат средние кислотные остатки СО ₃ ^2-, NO ₃ ^-, РО ₄ ^3-, SO ₄ ^2-и др.; например: К ₂СO ₃, Mg(NO ₃) ₂, Cr ₂(SO ₄) ₃, Zn ₃(PO ₄) ₂.

Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль К ₂СO ₃можно получить, если взять реагенты в соотношениях:

2КОН и 1Н ₂СO ₃, 1К ₂O и 1Н ₂СO ₃, 2КОН и 1СO ₂.

Реакции образования средних солей:

1)

Основание + Кислота → Соль + Вода

1а) основный гидроксид + кислотный гидроксид →…

2NaOH + H ₂SO ₄= Na ₂SO ₄+ 2Н ₂O

Cu(OH) ₂+ 2HNO ₃= Cu(NO ₃) ₂+ 2H ₂O

1б) амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид →…

2Al(ОН) ₃+ 3H ₂SO ₄= Al ₂(SO ₄) ₃+ 6Н ₂O

Zn(OH) ₂+ 2HNO ₃= Zn(NO ₃) ₂+ 2Н ₂O

1в) основный гидроксид + амфотерный гидроксид →…

NaOH + Al(ОН) ₃= NaAlO ₂+ 2Н ₂O (в расплаве)

2NaOH + Zn(OH) ₂= Na ₂ZnO ₂+ 2Н ₂O (в расплаве)

2)

Основной оксид + Кислота = Соль + Вода

2а) основный оксид + кислотный гидроксид →…

Na ₂O + H ₂SO ₄= Na ₂SO ₄+ Н ₂O

CuO + 2HNO ₃= Cu(NO ₃) ₂+ H ₂O

2б) амфотерный оксид + кислотный гидроксид →…

Al ₂O ₃+ 3H ₂SO ₄= Al ₂(SO ₄) ₃+ 3H ₂O

ZnO + 2HNO ₃= Zn(NO ₃) ₂+ H ₂O

2в) основный оксид + амфотерный гидроксид →…

Na ₂O + 2Al(ОН) ₃= 2NaAlO ₂+ ЗН ₂O (в расплаве)

Na ₂O + Zn(OH) ₂= Na ₂ZnO ₂+ Н ₂O (в расплаве)

3)

Основание + Кислотный оксид → Соль + Вода

За) основный гидроксид + кислотный оксид →…

2NaOH + SO ₃= Na ₂SO ₄+ Н ₂O

Ва(ОН) ₂+ СO ₂= ВаСO ₃+ Н ₂O

3б) амфотерный гидроксид + кислотный оксид →…

2Al(ОН) ₃+ 3SO ₃= Al ₂(SO ₄) ₃+ 3H ₂O

Zn(OH) ₂+ N ₂O ₅= Zn(NO ₃) ₂+ H ₂O

Зв) основный гидроксид + амфотерный оксид →…

2NaOH + Al ₂O ₃= 2NaAlO ₂+ Н ₂O (в расплаве)

2NaOH + ZnO = Na ₂ZnO ₂+ Н ₂O (в расплаве)

4)

Основной оксид + Кислотный оксид → Соль

4а) основный оксид + кислотный оксид →…

Na ₂O + SO ₃= Na ₂SO ₄, BaO + СO ₂= ВаСO ₃

4б) амфотерный оксид + кислотный оксид →…

Al ₂O ₃+ 3SO ₃= Al ₂(SO ₄) ₃, ZnO + N ₂O ₅= Zn(NO ₃) ₂

4в) основный оксид + амфотерный оксид →…

Na ₂O + Al ₂O ₃= 2NaAlO ₂, Na ₂O + ZnO = Na ₂ZnO ₂

Реакции 1в, если они протекают в растворе, сопровождаются образованием других продуктов – комплексных солей:

NaOH (конц.) + Al(OН) ₃= Na[Al(OH) ₄]

КОН (конц.) + Cr(OH) ₃= К ₃[Cr(ОН) ₆]

2NaOH (конц.) + M(OH) ₂= Na ₂[M(OH) ₄] (М = Be, Zn)

КОН (конц.) + M(OH) ₂= K[M(OH) ₃] (М = Sn, Pb)

Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).

Кислые солисодержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO ₃ ^-, Н ₂РO ₄ ^2-, HPO ₄ ^2-и др., образуются при действии на основные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

NaOH + H ₂SO ₄(конц.) = NaHSO ₄+ H ₂O

Ва(ОН) ₂+ 2Н ₃РO ₄(конц.) = Ва(Н ₂РO ₄) ₂+ 2Н ₂O

Zn(OH) ₂+ Н ₃РO ₄(конц.) = ZnHPO ₄↓ + 2Н ₂O

PbSO ₄+ H ₂SO ₄(конц.) = Pb(HSO ₄) ₂

K ₂HPO ₄+ Н ₃РO ₄(конц.) = 2КН ₂РO ₄

Са(ОН) ₂+ 2ЕO ₂= Са(НЕO ₃) ₂(Е = С, S)