Кислые соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют положительно заряженные ионы металлов и водорода и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков

1 2 3 4 5 6 7

Кислые соли диссоциируют ступенчато (в отличие от средних солей).

На первой ступени диссоциации образуются катион металла и анион кислотного остатка, содержащего ион водорода:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^–

На второй ступени диссоциации катион водорода H⁺ отщепляется от аниона HCO₃^–:

HCO₃^–⇄ H⁺ + CO₃^2–

Таким образом, диссоциация данной кислой соли происходит в две ступени и имеет следующую последовательность:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^–

HCO₃^–⇄ H⁺ + CO₃^2–

При диссоциации кислой соли в растворе образуются два вида положительных ионов: катионы металла и катионы водорода (в нашем случае Na⁺ и H⁺) – и два вида отрицательных ионов: кислотные остатки, содержащие ионы водорода (+ HCO₃^–) и не содержащие ионов водорода (CO₃^2–).

В отличие от кислот и оснований соли при диссоциации не отщепляют каких-либо одинаковых для всех солей ионов, поэтому у них отсутствуют общие свойства, обусловленные наличием одинаковых ионов.

Билет 11. Положение металлов в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева. Физические свойства. Металлическая связь. Ряд напряжений металлов. Характерные химические свойства.

Элементы, образующие простые вещества — металлы, занимают левую нижнюю часть периодической системы (для наглядности можно сказать, что они расположены влево от диагонали, соединяющей Be и At(не включительно)), также к ним относятся элементы побочных (Б) подгрупп.

Для атомов металлов характерно небольшое число электронов на внешнем уровне. Так, у натрия на внешнем уровне расположен 1 электрон, у магния — 2, у алюминия — 3 электрона. Эти электроны сравнительно слабо связаны с ядром, что обуславливает характерные физические свойства металлов:

электрическую проводимость,
хорошую теплопроводность,
ковкость, пластичность.
Металлы также отличает характерный металлический блеск.
В химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей:

1. При взаимодействии с кислородом металлы образуют оксиды, например, магний сгорает с образованием оксида магния:

2Mg + O2 = 2MgO

Наиболее активные металлы (щелочные) при горении на воздухе образуют пероксиды:

2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия)

2. Активные металлы, например, натрий, реагируют с водой с образованием гидроксидов:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑

или оксидов, как магний при нагревании:

Mg + H2O = MgO + H2↑

3. Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений левее водорода (Н), вытесняют водород из кислот (кроме азотной). Так, цинк реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и водорода:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

Металлы, в том числе правее водорода, за исключением золота и платины, реагируют с азотной кислотой, с образованием различных соединений азота.

Билет 12. Общая характеристика щелочных металлов: строение атомов и свойства простых веществ (в сравнении). Основные соединения: оксиды, пероксиды, гидроксиды, соли - их представители и их значение в природе и жизни человека.

Щелочные металлы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, и унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Билеты 13. Общая характеристика элементов II-ой группы главной подгруппы периодической системы. Кальций и его соединения. Жесткость воды и способы ее устранения. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы VI группы, строение их атомов, валентные возможности атомов, характерные соединения. Химические свойства серы.

Рассмотрим урок химии 12 — Элементы главной подгруппы II-й группы периодической таблицы, свойства. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения.

Главную подгруппу второй группы периодической системы составляют: бериллий, магний, щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий) и радий.

1) Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – ns²; 2) с увеличением радиуса атома уменьшается энергия ионизации; 3) с возрастанием порядкового номера отдача электронов облегчается, что приводит к закономерному возрастанию металлических свойств, которые более ярко проявляются у щелочноземельных металлов.

Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF₂ (Ca). Применяется также восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием, магнием, углеродом, кремнием:

4ЭО + 2Al → ЭО·Al₂O₃ + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba),

BeF₂ + Mg → MgF₂ + Be,

MgO + C → CO + Mg,

2MgO + 2CaO + Si → 2CaO·SiO₂ + 2Mg

Металлы группы 2А – сильные восстановители. Они довольно легко реагируют с большинством неметаллов; уже при обычных условиях интенсивно разлагают воду (кроме Be и Mg); легко растворяются в кислотах; Be реагирует и с кислотами, и со щелочами, образуя аква- и гидроксокомплексы. Химическая активность повышается от Be к Ra. По химическим свойствам Be существенно отличается от остальных элементов группы. Mg также во многих отношениях отличается от щелочноземельных металлов.

Физические и химические свойства. В свободном состоянии серебристо-белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы.

По химической активности уступают лишь щелочным металлам.

Реагируют с неметаллами:

Ca + S → CaS; 3Ca + N₂→ Ca₃N₂

с водой (кроме берилия):

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

с кислотами:

Be + 2HCl → BeCl₂+H₂↑ 4Mg + 10HNO_3(p) → 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O,

Магний взаимодействует с водой лишь при нагревании. Берилий взаимодействует и с растворами щелочей:

Be + 2KOH + 2H₂O → K₂[Be(OH)₄] + H₂↑

Кальций, его соединения в природе. Мел, мрамор, известняк -CaCO₃, фосфорит — Ca₃(PO₄)₂, гипс — CaSO₄∙2H₂O.

Жесткость воды и способы ее устранения. Вода, содержащая ионы кальция или магния, называется жесткой. Карбонатная жесткость (временная) вызвана присутствием в растворе гидрокарбонатов кальция и магния, а некарбонатная (постоянная) – присутствием хлоридов и сульфатов.

Устранение жесткости воды сводится к удалению из раствора ионов кальция и магния. Этого можно достичь:

1. Кипячением:

Сa(HCO₃)₂→ CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

2. Добавлением известкового молока:

Сa(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂→ 2CaCO₃↓ + 2H₂O

3. Добавлением соды:

Сa(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaHCO₃

CaCl₂ + Na₂CO₃→ CaCO₃↓ + 2NaCl

4. Пропусканием через катионообменную смолу:

CaCl₂ + Na₂R → CaR + 2NaCl R-частица катионита, несущая отрицательный заряд [Al₂Si₂O₈ ∙ nH₂O]^2–

Для устранения временной жесткости годятся все четыре перечисленные способа, а для постоянной – только два последних.

Карбонатная и некарбонатная жесткости в сумме образуют общую жесткость воды.

Билет 14. Общая характеристика неметаллов главной подгруппы V группы, строение их атомов, валентные возможности атомов, характерные соединения. Химические свойства азота и фосфора.

· Оксиды:

NO (+2) - несолеобразующий

N2O (+1) - несолеобразующий

N2O3 (+3)

NO2 (+4)

N2O5 (+5)

· Кислоты:

HNO2

HNO3

· Соли:

NaNO3 – Натриевая селитра

KNO3 – Калиевая селитра