1.ОКСИДЫ
Окси́д (о́кисел) — бинарное
соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам
кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород
по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все
соединения химических элементов с кислородом.
К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.
Оксиды — весьма распространённый
тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами
таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый
газ, ряд красителей. Оксидами также
является класс минералов, представляющих собой соединения
металла с кислородом (см. Окислы).
Соединения, которые содержат
атомы кислорода, соединённые между собой,
называются пероксидами (перекисями; содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О−2) и озонидами (содержат группу О−3). Они, строго говоря, не относятся
к категории оксидов.
Классификация
В зависимости от химических
свойств различают:
основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
кислотные
оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
Несолеобразующие
оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.
Номенклатура
В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после
которого следует наименование химического
элемента в родительном падеже, например:
Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень
окисления, то в названии оксида указывается
его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после
названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe2О3 — оксид железа(III), Cl2O7 — оксид хлора(VII).
Часто используют и другие наименования
оксидов по числу атомов кислорода: если
оксид содержит только один атом кислорода,
то его называют монооксидом
или моноокисью,
если два — диоксидом или двуокисью, если три —
то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.
Также распространены исторически
сложившиеся (тривиальные) названия оксидов,
например угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.
В начале XIX века и ранее тугоплавкие,
практически не растворимые в воде оксиды
химики называли «землями».
Оксиды с низшими степенями
окисления (субоксиды) иногда по старой
русской номенклатуре называют[1] закись (англ.
аналог — protoxide) и недокись (например, оксид углерода(II), CO — закись углерода; диоксид триуглерода, C3O2 — недокись
углерода[2]; оксид азота(I), N2O — закись
азота; оксид меди(I), Cu2O — закись меди). Высшие степени окисления
(оксид железа(III), Fe2O3) называют
в соответствии с этой номенклатурой окись, а сложные оксиды — закись железа (FeO) или закись-окись
(Fe3O4 = FeO·Fe2O3 — закись-окись железа, оксид урана(VI)-диурана(V), U3O8 — закись-окись урана). Эта номенклатура, однако, не отличается
последовательностью, поэтому такие названия
следует рассматривать скорее как традиционные.
Химические свойства
При взаимодействии кислотного оксида
с основным образуется соль.
Оксиды взаимодействуют с водой, если
образуется растворимая кислота или растворимое
основание.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами,
а кислотные с основаниями.
Основные
оксиды
1. Основный оксид + сильная кислота → соль + вода
CuO+H2SO4→CuSO4+H2O
2. Сильноосновный оксид + вода → гидроксид
CaO+H2O→Ca(OH)2
3. Сильноосновный оксид +
кислотный оксид → соль
CaO+Mn2O7→Ca(MnO4)2
4. Основный оксид + водород → металл + вода
CuO+H2→Cu+H2O
Примечание: металл менее активный,
чем алюминий.
Кислотные
оксиды
1. Кислотный оксид + вода → кислота
SO3+H2O→H2SO4
Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не вступают в реакцию,
поэтому их кислоты получают косвенным
путём.
2. Кислотный оксид + основный
оксид → соль
CO2+CaO→CaCO3
3. Кислотный оксид + основание → соль + вода
SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно
образование кислых или средних солей:
Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+H2O
CaCO3+H2O+CO2→Ca(HCO3)2
4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид
SiO2+Na2CO3→Na2SiO3+CO2
5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая
кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая
кислота 1
2P2O5+4HClO4→4HPO3+2Cl2O7
Амфотерные
оксиды
При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:
ZnO+2HCl→ZnCl2+H2O
При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:
ZnO+2KOH+H2O→K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)
ZnO+2KOH→K2ZnO2 (при сплавлении)
Получение
1. Взаимодействие простых
веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:
2H2+O2→2H2O
2Cu+O2→2CuO
При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:
2Na+O2→Na2O2
K+O2→KO2
2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:
4FeS2+11O2→2Fe2O3+8SO2
CS2+3O2→CO2+2SO2
2PH3+4O2→P2O5+3H2O
3. Термическое разложение солей:
CaCO3→CaO+CO2
2FeSO4→Fe2O3+SO2+SO3
4. Термическое разложение оснований или кислот:
2Al(OH)3→Al2O3+3H2O
4HNO3→4NO2+O2+2H2O
5. Окисление низших оксидов
в высшие и восстановление высших в
низшие:
4FeO+O2→2Fe2O3
6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:
Zn+H2O→ZnO+H2
7. Взаимодействие солей
с кислотными оксидами при
сжигании кокса с выделением
летучего оксида:
Ca3(PO4)2+3SiO2+5C→3CaSiO3+2P+5CO
8. Взаимодействие металлов
с кислотами-окислителями:
Zn+4HNO3→Zn(NO3)2+2NO2↑+2H2O
9. При действии водоотнимающих
веществ на кислоты и соли:
2KClO4+H2SO4→K2SO4+Cl2O7+H2O
10. Взаимодействие солей
слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:
NaHCO3+HCl→NaCl+H2O+CO2↑
Гидрокси́ды (гидроо́киси) —
неорганические соединения содержащие
в составе группу -OH. Образуются в результате
взаимодействия металла с водой. Известны
гидроксиды почти всех химических элементов;
некоторые из них встречаются в природе
в виде минералов. Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также аммония являются щелочами.
2.ПРОТОНЫ
число протонов в ядре атома
равно порядковому номеру элемента
число электронов равно
порядковому номеру в таблице Менделеева
3.Простые вещества
Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (из гомоядерных молекул)[1][2], в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических
элементов в свободном виде[1][3]; или, иначе говоря, элементы,
не связанные химически ни с каким другим
элементом, образуют простые вещества[3]. Известно свыше 400 разновидностей
простых веществ[2].
В зависимости от типа химической
связи между атомами простые вещества
могут быть металлами (Na, Mg, Al, Bi и др.) и неметаллами (H2, N2, Br2, Si и др.)[2].
Примеры простых веществ: молекулярные (O2, O3, H2, Cl2) и атомарные (He, Ar) газы; различные формы углерода, иод (I2), металлы (не в виде сплавов).
Схемы строения различных модификаций
углерода
a: алмаз, b: графит, c: лонсдейлит
d: фуллерен — букибол C60, e: фуллерен C540, f: фуллерен C70
g: аморфный углерод, h: углеродная нанотрубка
Один и тот же химический элемент
зачастую может образовывать несколько
типов простых веществ (аллотропия), называемых аллотропными модификациями.
Явление аллотропии может быть обусловлено
либо различным составом молекул данного элемента (аллотропия состава),
либо различным строением молекул и способом
размещения молекул (атомов) в кристаллах
(аллотропия формы).
Способность элемента к образованию соответствующих
аллотропных модификаций обусловлена
строением атома, которое определяет тип
химической связи, строение молекул и кристаллов[2].
Различные аллотропные модификации
могут переходить друг в друга. Для данного
химического элемента его аллотропные
модификации всегда различаются по физическим свойствам и химической активности (например, озон активнее кислорода, температура плавления алмаза больше, чем фуллерена)[4].
Агрегатное
состояние
При нормальных условиях соответствующие простые вещества для
11 элементов являются газами (H, He, N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, Rn), для 2 — жидкостями (Br, Hg), для остальных элементов — твёрдыми телами.
При комнатной температуре (либо близкой к ней) 5 металлов находятся
в жидком либо полужидком состоянии, так
как их температура плавления близка к
комнатной:
4.Электронная конфигурация
Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным
оболочкам атома химического
элемента или молекулы.
Формульная единица – условная частица, состав которой
соответствует приведенной химической
формуле, например:
Аr – вещество аргон (состоит из атомов
Ar),
Н2O – вещество
вода (состоит из молекул Н2O),
KNO3 – вещество
нитрат калия (состоит из катионов К+ и анионов NO3?).
Соотношения между физическими величинами
Атомная масса (относительная)
элемента B, Ar(B):
где *т (атома В) –
масса атома элемента В;
*ти – атомная
единица массы;
*ти = 1/12 т (атома 12С) = 1,661024 г.
Количество вещества
B, n(B), моль:
где N (B) – число частиц
В;
NA– постоянная
Авогадро (NA = 6,021023 моль-1).
Молярная масса вещества
В, Мr(В), г/моль:
где т(В) – масса В.
Молярный объем газа
В, VM, л/моль:
где VM = 22,4 л/моль
(следствие из закона Авогадро), при нормальных
условиях (н.у. – атмосферное давлениер = 101 325 Па (1 атм); термодинамическая
температура Т = 273,15 К или
температура Цельсия t = 0 °C).
*Плотность газообразного
вещества B по водороду, D
(газа B по H2):
*Плотность газообразного
вещества В по воздуху, D
(газ В по воздуху):
Массовая доля элемента
Э в веществе В,
w(Э):
где х – число атомов
Э в формуле вещества В
Номер периода
соответствует числу энергетических
уровней, заполненных электронами,
и обозначает последний по заполнению
энергетический уровень (ЭУ).
Номер группы А
показывает число валентных
электронов ns и пр.
Номер группы Б
показывает число валентных
электронов ns и (п – 1)d.
Секция s-элементов
– заполняется электронами энергетический
подуровень (ЭПУ) ns-ЭПУ – IA– и
IIА-группы, Н и Не.
Секция р-элементов
– заполняется электронами np-ЭПУ – IIIA-VIIIA-группы.
Секция d-элементов
– заполняется электронами (п-1)d-ЭПУ – IБ-VIIIБ2-группы.
Секция f-элементов
– заполняется электронами (п-2)f-ЭПУ – лантаноиды
и актиноиды.
Оснoвные: Na2O – NaOH, MgO – Mg(OH)2.
Амфотерные:
Al2O3 – Al(OH)3.
Кислотные: SiO2 – H4SiO4, P2O5 – H3PO4, SO3 – H2SO4, Cl2O7 – HClO4.
Химическая связь
Механизмы образования ковалентной связи
Обменный механизм
– перекрывание двух орбиталей соседних
атомов, на каждой из которых имелось по
одному электрону.
Донорно-акцепторный
механизм – перекрывание свободной
орбитали одного атома с орбиталью другого
атома, на которой имеется пара электронов.
Перекрывание орбиталей при образовании
связи
Смеси и растворы
Раствор – однородная
система, состоящая из двух или более веществ,
содержание которых можно изменять в определенных
пределах.
Раствор: растворитель
(например, вода) + растворенное вещество.
Истинные растворы
содержат частицы размером менее 1 нанометра.
Коллоидные растворы
содержат частицы размером 1-100 нанометра.
Механические смеси
(взвеси) содержат частицы размером более
100 нанометра.
Суспензия =>
твердое + жидкое
Эмульсия =>
жидкое + жидкое
Пена, туман =>
газ + жидкое
Неоднородные смеси
разделяют отстаиванием и фильтрованием.
Однородные смеси
разделяют выпариванием, дистилляцией,
хроматографией.
Насыщенный раствор
находится или может находиться в равновесии
с растворяемым веществом (если растворяемое
вещество – твердое, то его избыток –
в осадке).
Растворимость
– содержание растворенного вещества
в насыщенном растворе при данной температуре.
Ненасыщенный раствор
содержит растворенного вещества меньше, чем его
растворимость при данной температуре.
Пересыщенный раствор
содержит растворенного вещества больше, чем его
растворимость при данной температуре.