Контрольная работа по "Химии"

1. Кислоты. Уравнения реакций,  характеризующие свойства кислот.

Кислоты – это соединения, содержащие в своем составе водород, способный замещаться металлом, и кислотный остаток.

По числу атомов водорода кислоты делятся на одноосновные, двухосновные и трехосновные. По составу они делятся на кислородсодержащие и бескислородные.  В формулах кислородсодержащих кислот вначале стоят атомы водорода, в центре – атомы неметалла и в конце – атомы кислорода, например НNО₃,Н₂SО₄.

Основу бескислородных кислот составляют бинарные летучие соединения водорода с неметаллами ( HCI, НBr) и такими, Н₂S, Н₂Sc. При растворении их в воде образуются кислоты. Названия таких кислот могут быть традиционными HCI, НF  (соляная кислота, плавиковая кислота) или международными – хлороводородная, фтороводородная кислоты. То же самое и с названиями кислородных кислот: азотная, серная, фосфорная кислоты, или нитрат водорода, сульфат водорода, ортофосфат водорода.( НNО₃, Н₂SО₄, H₃PO₄).

Получение

1. Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ летучих соединений с последующим растворением их в воде.

Например:

H₂ + Cl₂ → 2HCl – хлороводород, газ. Растворяем его в воде, получаем HCl – хлороводородную кислоту – жидкость.

2. Растворение соответствующего оксида в воде:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄.

3. Электролиз растворов солей:

Na₂SO₄ + 4H₂O   ^{электролиз}    H₂SO₄ +2H₂↑ +O₂↑ +2NaОН.

4. Взаимодействие растворимой соли с сильной кислотой (получают нерастворимые, легколетучие, слабые кислоты): 

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCI + H₂SiO₃

Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCI + H₂ CO₃

Классификация кислот по следующим признакам:

По содержанию кислорода:

1. Кислородосодержащие                       2. Бескислородные

HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄                            HCl, HJ, H₂S

По основности

(по числу  атомов водорода в молекуле  кислоты)

1. Одноосновные                                    2. Многоосновные

HCl, HNO₃, HBr                                     H₂SO₄, H₃PO₄, H₂S

По силе (по степени  диссоциации)

1. Сильные (α =100 %)                            2. Слабые (α < 100 %)

HCl, HNO₃, H₂SO₄                                   H₂S, HNO₂, H₂CO₃

По растворимости

1. Растворимые                                      2. Нерастворимые

HCl, HNO₃                                             H₂SiO₃, H₂MoO₄

Физические свойства

Большинство неорганических кислот жидкости, смешивающиеся с водой в любых соотношениях, затвердевающие при низких температурах; фосфорная кислота - кристаллическое, похожее на лед вещество, хорошо растворяется в воде. Кремниевая кислота твердое вещество, нерастворимое в воде. Некоторые кислоты существуют только в растворе H₂Cr₂O₇, HMnO₄. Их гидратированные анионы окрашены в характерные цвета: оранжевый, фиолетовый. Наконец, такие кислоты, как хлороводородная,  бромоводородная – летучие, поэтому обладают резким запахом. Кислоты имеют кислый вкус.

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄.

4НMnO₄=4MnO₂+3O₂+2H₂O

Химические свойства

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.₃.

2. Взаимодействие с основными оксидами:

H₂SO₄ + Na₂O → Na₂SO₄ + 2H₂O.4.

3. Взаимодействие с солями:

а) менее летучие кислоты вытесняют  более летучие из их солей:

H₂SO₄ + NaCI → NaHSO₄ + HCI

б) более сильные кислоты вытесняют  менее сильные из растворов их солей:

3HCI + Na₃PO₄ → 3NaCI + H₃PO₄.

4. Взаимодействие с металлами различных кислот протекает согласно положению металлов в ряду напряжений, который характеризует окислительно-восстановительную способность электрохимической системы «металл - ион металла».

Li  К  Ca   Мg  Al   Ti  Cr  Zn   Fe   Ni   Sn   Pb  H  Cu  Ag  Au

Исходя из этого, все металлы удобно разделить на три условные группы: 

Активные Li  К  Ca  Мg  Al

Средней  активности  Ti Cr  Zn   Fe   Ni   Sn Pb

Малоактивные Cu   Ag  Au

10HNO₃ + 4Mg → 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Zn +2HCI → ZnCI₂ + H₂↑

4HNO₃ + Сu → Сu (NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O.

При составлении  формул придерживаются следующих правил:

1. Бескислородные кислоты.

Зная  название кислоты, записываем сначала  водород, а затем кислотообразующий  элемент. Степень окисления водорода в кислотах всегда +1. Степень окисления  элемента отрицательная. Она равна номеру группы ПСЭ (в которой находится элемент) минус восемь.

Например: сероводородная кислота – элемент  сера, расположен в шестой группе ПСЭ. 6 - 8 = -2. Степень окисления серы –2. Записываем символы водорода и серы Н⁺S^-2, т.к. молекула электронейтральна, то формула кислоты будет Н₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты.

По  суффиксам в названии кислоты  определяем степень окисления кислотообразующего элемента. Эта степень окисления  сохраняется в кислотном оксиде. По приставке в названии определяем количество воды в кислоте.

Например: метафосфорная кислота – кислотообразующий  элемент фосфор. Суффикс «н» показывает, что он имеет максимальную степень окисления, фосфор в пятой группе ПСЭ, следовательно, максимальная степень окисления +5, она сохраняется и в оксиде фосфора – Р₂⁺⁵О₅^-2. Приставка «мета» говорит о том, что воды в кислоте минимальное количество.

В формулах кислородосодержащих кислот сначала  записывается водород, затем кислотообразующий  элемент и кислород. Индексами  выравнивают число положительных и отрицательных зарядов. Если они четные, то их сокращают и ставят перед формулой соответствующий коэффициент.

_{+5  -2}

P₂O₅ + H₂O → H₂P₂O₆ → 2HPO₃ – метафосфорная кислота,

_{+5  -2}

P₂O₅ + 2H₂O → H₄P₂O₇ – пирофосфорная кислота,

_{+5  -2}

P₂O₅ + 3H₂O → H₆P₂O₈ → 2H₃PO₄–  ортофосфорная кислота.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Характеристика  анионов 1-й, 2-й, 3-й групп. Уравнения реакций взаимодействия соединений этих анионов с групповыми реагентами.

Ионные соединения – расположение ионов друг от друга  на таком расстоянии, при котором силы притяжения  и отталкивания как раз взаимно уравновешиваются. При этом положительно заряженные ионы принято называть катионами, а отрицательно заряженные ионы  - анионами. При этом:

• Чем левее и ниже элемент расположен в таблице Менделеева, тем сильнее выражена тенденция его атомов переходить в состояние катионов.
• Чем правее и выше элемент расположен элемент, тем отчетливее выражена склонность его атомов переходить в состояние анионов.

Анионы классифицируются на 3 группы в зависимости от их отношения к реактивам AgNO₃ и BaCL₂. Анионы дающие нерастворимые соединения с BaCL₂, относятся к І группе. Те анионы, которые образуют нерастворимые соли с AgNO₃, относятся ко ІІ группе. Анионы образующие растворимые соли бария и серебра, относятся к ІІІ группе анионов.

Таблица 1 – Классификация анионов.

Номер группы	Состав группы	Групповой реагент	Характер получаемых соединений
І	SO42; CO32-; PO43-	BaCL2 в нейтральной и слабощелочной среде	Остаток BaSO4, BaCO3,         BaHPO4
ІІ	CL-; Br -; J-	AgNO3 в присутствии HNO3	Осадок AgCL, AgBr, AgJ
ІІІ	NO3-; NO2-; CH3COO-	____	Соли бария и серебра растворимы в воде

 

І группа анионов

Состав группы: SO₄^2- - сульфат – ион

                            CO₃^2- - карбонат – ион

                            PO₄^3- - фосфат – ион

Групповой реагент - BaCL₂ в нейтральной или слабощелочной среде, который при действии на растворы, содержащие ионы  SO₄^2- и CO₃^2-, образуют осадки белого цвета.

SO₄^2- + BaCL₂→BaSO₄ ↓ + 2CL^-

CO₃^2-+ BaCL₂→BaCO₃↓ + 2CL^-

Осадок BaSO₄ не растворяется в кислотах, осадок BaCO₃ растворяется в уксусной и минеральных кислотах (кроме Н₂SO₄ ):

BaCO₃ +2НCL →BaCL₂ + Н₂О + СО₂ ↑

ІІ группа анионов 

Состав группы: CL^1- - хлорид – ион

                                          Br^1- - бромид – ион

                                            J^1- - йодид – ион

Групповой реагент AgNO₃ в присутствии HNO₃, который с ионами этой группы образуют осадки

CL^1- + AgNO₃→AgCL ↓ + NO₃^1-

Br^1- + AgNO₃→AgBr↓ + NO₃^1-

J^1-+ AgNO₃→AgJ ↓ + NO₃^1-

ІІІ группа анионов

Состав группы: NO₃^1- - нитрат – ион

                                          NO₂^1- - нитрат – ион

    CH₃COO^1- - ацетат – ион

Групповой реагент отсутствует. Для  обнаружения  присутствия анионов  этой группы следует проводить специфические реакции.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3. Альдегиды и кетоны. Их отличие.

Альдегиды и кетоны - органические соединения, содержащие карбонильную группу (оксо – группу) (=С=О). В альдегидах эта группа соединена с углеводородным радикалом и водородом, а в кетонах – с двумя углеводородными радикалами:

                    ⁄⁄  О

      СН₃ – С                                      СН₃ – С –  СН₃                           

                        Н                                         ׀׀  

                                                                   О

          этаналь                                       пропанон 

Химические свойства карбонильных соединений определяются полярностью  функциональной группы, в которой  у атома кислорода повышен  отрицательный заряд, а у атома углерода – положительный:  =С⁺=О^-

Полярный характер данной связи  приводит к ее разрыву и к реакции  присоединения по месту этого  разрыва.

Для альдегидов и кетонов характерны следующие типы реакций:

1. Реакции присоединения по месту разрыва двойной связи
1. присоединение сильной кислоты

              СН₃СН       С≡N        СН₃СН – СН – С≡N          

                     ׀ ׀     +  ׀         →                    ׀

                                             ОН                             Н         О        

этаналь        синильная             α - гидроксинитрил

                (уксусный       кислота  

                 альдегид)

2. присоединение водорода