главнаяреклама на сайтезаработоксотрудничество База знаний Allbest
 
 
Сколько стоит заказать работу?   Искать с помощью Google и Яндекса
 


Свойства оксидов, оснований кислот, солей

Состав, названия и свойства оксидов (кислотные, амфотерные), оснований кислот, солей, амфотерных гидроксидов. Характеристика химических свойств, электронное строение химического элемента кадмия и кислорода. Электронные формулы цезия, меди, селена.

Рубрика: Химия
Вид: реферат
Язык: русский
Дата добавления: 09.02.2010
Размер файла: 105,9 K

Полная информация о работе Полная информация о работе
Скачать работу можно здесь Скачать работу можно здесь

рекомендуем


Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже.

Название работы:
E-mail (не обязательно):
Ваше имя или ник:
Файл:


Cтуденты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны

Подобные работы


1. Мир солей
Графическое изображение формул солей. Названия, классификация солей. Кислые, средние, основные, двойные, комплексные соли. Получение солей. Реакции: нейтрализации, кислот с основными оксидами, оснований с кислотными оксидами, основных и кислотных оксидов
реферат [69,9 K], добавлена 27.11.2005

2. Основные классы неорганических соединений
Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.
лабораторная работа [15,5 K], добавлена 17.09.2013

3. Составление уравнений реакций химических соединений
Составление уравнения ступенчатой диссоциации заданных веществ. Уравнения реакций кислот, оснований и амфотерных гидроксидов. Получение солей, уравнения их диссоциации. Виды концентраций вещества. Изменение энтропии при проведении химической реакции.
контрольная работа [158,6 K], добавлена 17.05.2014

4. Общие свойства кислот
Сущность и состав кислот, их классификация по наличию кислорода и по числу атомов водорода. Определение валентности кислотных остатков. Виды и структурные формулы кислот, их физические и химические свойства. Результаты реакции кислот с другими веществами.
презентация [1,7 M], добавлена 17.12.2011

5. Классификация кислот и их химические свойства
Диссоциирование кислот на катион водорода (протон) и анион кислотного остатка в водных растворах. Классификация кислот по различным признакам. Характеристика основных химических свойств кислот. Распространение органических и неорганических кислот.
презентация [442,5 K], добавлена 23.11.2010

6. Электролиты и их свойства
Ионная проводимость электролитов. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий. Константа и степень диссоциации.
курсовая работа [139,5 K], добавлена 18.11.2010

7. Химические реакции и уравнения
Оксиды, кислоты, основания, амфотерность, соли. Оксиды в трех агрегатных состояниях: в твердом, жидком и газообразном. Химические свойства кислот. Соляная кислота и хлороводород. Амфотерные оксиды и гидроксиды. Химические свойства солей.
шпаргалка [73,6 K], добавлена 11.09.2003

8. Получение молибдена из отходов промышленности
Свойства молибдена и его соединений. История открытия элемента. Электронная структура атома, его расположение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Химические и физические свойства молибдена, его оксидов и гидроксидов.
курсовая работа [2,3 M], добавлена 24.06.2008

9. Теории кислот и оснований. Классификация реакций и реагентов
Электронная теория кислот и оснований Льюиса. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Протонная теория, или теория кислот и оснований Бренстеда. Основность и амфотерность органических соединений. Классификация реагентов органических реакций.
презентация [375,0 K], добавлена 10.12.2012

10. Электролиты, их свойства и применение
Свойство водных растворов солей, кислот и оснований в свете теории электролитической диссоциации. Слабые и сильные электролиты. Константа и степень диссоциации, активность ионов. Диссоциация воды, водородный показатель. Смещение ионных равновесий.
курсовая работа [157,0 K], добавлена 23.11.2009


Другие работы, подобные Свойства оксидов, оснований кислот, солей

Страница:  1   2 


1. Состав, названия и характерные свойства оксидов, оснований кислот, солей

1.1 Определения

Оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) относятся к важнейшим классам неорганических веществ. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами.

Основные оксиды - оксиды, способные реагировать с кислотами и не способные реагировать со щелочами.

Кислотные оксиды - оксиды, способные реагировать со щелочами и не способные реагировать с кислотами.

Амфотерные оксиды - оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.

Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими. Это, например, CO, SiO, N2O, NO, MnO2. В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими.

Определение. Оксидами называются вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления - 2. В оксидах атомы кислорода соединяются только с атомами других элементов и не связаны между собой.

Номенклатура. Названия оксидов элементов, имеющих постоянную степень окисления, составляются из двух слов: оксид + нaзвaние элемента в родительном падеже: MgO -- оксид магния, Na2O - оксид натрия, СаО - оксид кальция.

Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента указывается его степень окисления римской цифрой в скобках: МnО -- оксид марганца (II), Мn2О3 -- оксид марганца (III).

Название оксидов можно также образовывать добавлением к слову "оксид" греческих числительных. Например, СО2 -диоксид углерода, SО2 -- диоксид серы, SO3 -- триоксид серы, OsO4 -- тетраоксид осмия.

Большинство кислот и оснований относится к гидроксидам. По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды - гидроксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.

Основные оксиды

Основные оксиды - твердые немолекулярные вещества с ионной связью. К основным оксидам относятся:

а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,

б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag2O и др.

В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы.

Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах.

1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот

Li2O + 2H3O = 2Li + 3H2O, NiO + 2H3O = Ni2 +3H2O, Li2O + 2HClp = 2LiClp + H2O, NiO + H2SO4p = NiSO4p + H2O.

В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты. Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид).

2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой.

Li2O + H2O = 2Li + 2OH BaO + H2O = Ba2 + 2OHLi2O + H2O = 2LiOHp, BaO + H2O = Ba(OH)2p. 3)

Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами:

BaO + CO2 = BaCO3, FeO + SO3 = FeSO4, Na2O + N2O5 = 2NaNO3.

В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании.В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования

BaCO3 из BaO и CO2.

Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая.

В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO3 больше, чем в исходных BaO и CO2. И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO3 (размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O2 + CO2 больше, чем энергия CO32.

+ Q

Иными словами, ион CO32 более устойчив, чем отдельно взятые ион O2 и молекула CO2. А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (- 2 е) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе. 4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем:

MnO + Ca = Mn + CaO

(при нагревании),

FeO + H2 = Fe + H2O

(при нагревании). Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде. Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами:

2Mg + O2 = 2MgO, Mg(OH)2 = MgO + H2O, MgCO3 = MgO + CO2.

1.2 Кислотные оксиды

Все кислотные оксиды - вещества с ковалентной связью. К кислотным оксидам относятся:

а) оксиды элементов, образующих неметаллы,

б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO3, Mn2O7.

Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО2, N2O3, SO2, SeO2), жидкости (например, Mn2O7) и твердые вещества (например: B2O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, SO3, I2O5, CrO3). Большинство кислотных оксидов - молекулярные вещества (исключения составляют B2O3, SiO2, твердый SO3, CrO3 и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P2O5). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными. Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства. 1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми:

CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2OSiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O

(при нагревании), так и с растворами щелочей (§ 12.8):

SO3 + 2OH = SO42 + H2O, N2O5 + 2OH = 2NO3 + H2O, SO3 + 2NaOHр = Na2SO4р + H2O, N2O5 + 2KOHр = 2KNO3р + H2O.

Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями. 2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами

CO2 + CaO = CaCO3P4O10 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2

(при нагревании) 3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой

N2O3 + H2O = 2HNO2 SO2 + H2O = H2SO3

(более правильная запись формулы сернистой кислоты

-SO2 .H2ON2O5 + H2O = 2HNO3 SO3 + H2O = H2SO4Многие

кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (Cгр, S8, P4, Pкр, B, Se, но не N2 и не галогены): C + O2 = CO2, S8 + 8O2 = 8SO2,

или при разложении соответствующих кислот:

H2SO4 = SO3 + H2O

(при сильном нагревании),

H2SiO3 = SiO2 + H2O

(при высушивании на воздухе),

H2CO3 = CO2 + H2O

(при комнатной температуре в растворе),

H2SO3 = SO2 + H2O (

при комнатной температуре в растворе). Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO2 и SO2 при действии сильных кислот на карбонаты

Na2CO3 + 2HClp = 2NaClp + CO2 +H2O

(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na2CO3), и сульфиты

K2SO3тв + H2SO4конц = K2SO4 + SO2 + H2O

(если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).

1.3 Амфотерные оксиды

К амфотерным оксидам относят ZnO, Al2O3, BeO, Cr2O3, PbO, CuO и некоторые другие оксиды. Химическая связь в них плохо описывается как в рамках модели ионной связи, так и в рамках модели ковалентной связи. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. Рассмотрим эти реакции на примере оксида цинка. При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль - цинкат натрия:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

ZnO + 2OH + H2O = [Zn(OH)4]2

Молекулярное уравнение:

ZnO + 2NaOHp + H2O = Na2[Zn(OH)4]p.

Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора - тетрагидроксоцинкатом натрия. В аналогичные реакции вступают и другие амфотерные оксиды. Состав и названия этих веществ легко можно определить, пользуясь таблицей 1.

При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами

ZnO + Na2O = Na2ZnO2,

но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды. Способы получения амфотерных оксидов те же, что и основных оксидов. Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B2O3).

Таблица 1. Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов

Амфотерныйоксид

Анионы, образующиеся в расплаве щелочи

Анионы, образующиеся в растворе щелочи.

Формула

Название

Формула

Название

ZnO

ZnO22

цинкат-ион

[Zn(OH)4]2

тетрагидроксоцинкат-ион

BeO

BeO22

бериллат-ион

[Be(OH)4]2

тетрагидроксобериллат-ион

CuO

CuO22

купрат-ион

[Cu(OH)4]2

тетрагидроксокупрат-ион

PbO

PbO22

плюмбат(II)-ион

[Pb(OH)3]

тригидроксоплюмбат(II)-ион

Cr2O3

CrO2

хромат(III)-ион

[Cr(OH)6]3

гексагидроксохромат(III)-ион

Al2O3

AlO2

алюминат-ион

[Al(H2O)2(OH)4][Al(OH)6]3

диакватетрагидроксоалюминат-ион,гексагидроксоалюминат-ион

1.4 Основания

Определение. Основаниями называются соединения, которые состоят из атома металла и гидроксогрупп (OH-). Например, NaOH, Mg(OH)2, La (OH)3, Ca (OH)2.

ОН- -- это гидроксид - ион, заряд его равен -- 1. Число гидроксид - ионов в основании определяется степенью окисления металла.

Номенклатура. Название основания составляется из слов "гидроксид" + название металла в родительном падеже. Например, КОН -- гидроксид калия, Ва(ОH)2 -- гидроксид бария, La(OH)3 -- гидроксид лантана.

Если металл образует несколько гидроксидов, то указывают степень его окисления римской цифрой в скобках. Например, Fe(ОН)2 -- гидроксид железa (II), Bi(OH)3 -- гидроксид висмута (III). нaзвание основания составляют и так: к слову гидроксид добавляют приставки, которые показывают количество гидроксогрупп в основании. Например, Са(ОН)2 -- дигидроксид кальция, Вi (ОН)3 -- тригидроксид висмута.

Число гидроксогрупп в молекуле основания определяет его кислотность. Например, NaOH, КОН, NH4OH -- однокислотные основания, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ва(OH)2 -- двухкислотные основания, La(OH)3, Bi(OH)3 -- трехкислотные основания, Th(OH)4 -- четырехкислотное основание. Пятикислотные и шестикислотные основания неизвестны.

Остатки оснований. Положительно заряженные группы атомов (положительные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы основания одной или нескольких гидроксогрупп, называются остатками основания или радикалами основания. Величина положительного заряда остатка основания определяется числом отрывавшихся гидроксогрупп.

В табл. 2 приведены формулы и названия некоторых оснований и их остатков.

Таблица 2. Названия и формулы некоторых оснований и их остатков

Основания

Остатки оснований

Формула

Название

кислотность

формула

название

NaОН

Гидроксид натрия

1

Na+

Натрий-ион

Mg(ОН)2

Гидроксид магния

2

MgOH+

Гидроксомагний - ион

Mg2+

Магний -ион

Bi(OH)3

Гидроксид висмута (III)

3

Bi(OH)

Дигидроксовисмут (III)-ион

Bi(OH)2+

Гидроксовисмут (III)-ион

Bi3+

Висмут (III)-ион

CuOH

Гидроксид меди (I)

1

Cu+

Медь (I)-ион

Mn (OH)2

Гидроксид марганца (II)

2

MnOH+

Гидроксомарганец (II) - ион

Mn2+

Марганец (II) - ион

К основаниям относятся:

а) ионные гидроксиды, соответствующие основным оксидам;

б) некоторые не содержащие гидроксидных ионов вещества, молекулы которых способны принимать протон (аммиак NH3, гидразин N2H4 и некоторые другие соединения). Частицами-основаниями в этих веществах являются или гидроксид-ионы (а), или сами молекулы оснований (б). Все основания удобно разделить на три группы: I - растворимые ионные основания (щелочи), II - нерастворимые (то есть очень мало растворимые) основания и III - молекулярные основания. Все растворимые ионные основания (щелочи) являются сильными основаниями. Из нерастворимых гидроксидов слабыми являются только те, которые в той или иной степени проявляют амфотерные свойства. Все молекулярные основания - слабые. Основания I группы в воде химически растворяются, основания II группы также химически растворяются в воде, но крайне незначительно, а растворение оснований III группы - отчасти физическое, а отчасти химическое (часть растворившихся молекул обратимо реагирует с водой):

По той или иной причине в растворах оснований присутствуют

гидроксид-ионы, поэтому растворы оснований I и III группы изменяют окраску кислотно-основных индикаторов. Реакции, характеризующие химические свойства оснований, распадаются на две группы. К первой относятся КОР, связанные с наличием в составе оснований частиц, способных принимать протон (частиц-оснований). Это реакции с веществами, содержащими частицы-кислоты или амфолиты с сильными кислотами, со слабыми кислотами (в том числе с катионными) и с кислыми солями.

1) Все основания реагируют с растворами сильных кислот, то есть с растворами, содержащими ионы оксония.

OH + H3O = 2H2O, Fe(OH)2 + 2H3O = Fe2 + 4H2O, NH3 + H3O = NH4 + H2O, NaOHр + HNO3р = NaNO3р + H2O, Fe(OH)2 + 2HClр = FeCl2р + 2H2O, NH3 + HClO4р = NH4ClO4р.

1а) Сильные основания реагируют и со слабыми кислотами:

OH + HNO2 = H2O + NO2, 2OH + H2SiO3 = 2H2O + SiO32, KOHp + HNO2p = H2O + KNO2p, 2KOHp + H2SiO3 = 2H2O + K2SiO3p.

Возможность реакции слабого основания со слабой кислотой определяется общим правилом, определяющим направление протекания КОР. Кислотно-основные реакции между веществами-основаниями и веществами-кислотами могут протекать и в отсутствие воды:

KOHкр + H3PO = KH2PO4кр + H2O; Mg(OH)2кр + 2HClг = MgCl2кр + 2H2O; NH + HClг = NH4Clкр.

Правда, практическое значение эти реакции имеют только для оснований III группы, так как в остальных случаях вода образуется сразу после начала реакции.

2) Растворимые основания реагируют с растворами кислых солей, содержащими как анионы-амфолиты, так и гидросульфат-ион и подобные ему частицы-кислоты:

OH + HCO3 = H2O + CO32, NH3 + HSO4 = NH4 + SO42, NaOHр + NaHCO3р = H2O + Na2CO3р; 2NH3 + 2NaHSO4р = Na2SO4p + (NH4)2SO4p.

Гидросульфаты, кроме того, реагируют и с нерастворимыми основаниями.

3) Растворимые основания реагируют с растворами солей, в состав которых входят катионные кислоты:

2OH + [Fe(H2O)6]2 = [Fe(H2O)4(OH)2] + 2H2O,

2OH + Fe2aq = Fe(OH)2aq

2NaOHp + FeSO4p = Fe(OH)2 + Na2SO4p

2NH3 + [Mg(H2O)4]2 = [Mg(H2O)2(OH)2] + 2NH4

2NH3 + 2H2O + Mg2aq = Mg(OH)2aq + 2NH4

2NH3 + 2H2O + MgSO4aq = Mg(OH)2 + (NH4)2SO4p

Упрощенно эти реакции можно рассматривать как реакции осаждения из растворов нерастворимых гидроксидов. Растворы щелочей реагируют с растворами солей, в состав которых входят катионные кислоты и другого типа, иными словами, в том случае, когда при реакции образуется растворимое слабое основание:

OH + NH4 = H2O + NH3, 2KOH + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2NH3 + 2H2O.

В приведенной реакции из концентрированных растворов или при нагревании аммиак может выделяться в виде газа. Выделение аммиака происходит полнее, если концентрированным раствором щелочи обработать твердый сульфат аммония. Ко второй группе реакций относятся реакции, не являющиеся кислотно-основными и вызванные стремлением к делокализации заряда. Это реакции с кислотными и амфотерными оксидами, а также с амфотерными гидроксидами.

4) Щелочи (и малорастворимые основания) реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, при этом вреакции могут вступать, как твердые щелочи (или расплавы)

2KOH + SO3 = K2SO4 + H2O, 2NaOH + Cr2O3 = 2NaCrO2 + H2O

(при нагревании), так и их растворы

2OH + CO2 = CO32 + H2O, 2OH + ZnO + H2O = [Zn(OH)4]2, 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O, 2KOH + ZnO + H2O = K2[Zn(OH)4].

Диоксид кремния с заметной скоростью реагирует только с расплавами щелочей:

SiO2кр + 2NaOHж = Na2SiO3 + H2O

(при нагревании).

5) Щелочи реагируют с амфотерными гидроксидами:

2OH + Zn(OH)2 = [Zn(OH)4]2, 3OH + Cr(OH)3 = [Cr(OH)6]3, 2NaOHр + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]р, 3KOHр + Cr(OH)3 = K3[Cr(OH)6]р.

В случае, когда гидроксид гидратирован (свежеосажденный и не высушенный), эти реакции относятся к кислотно-основным.

6) Особняком от первых двух групп реакций стоят реакции, в которых с концентрированными растворами щелочей реагируют амфотерные металлы и некоторые неметаллы:

2OH + Be + 2H2O = [Be(OH)4]2 +H2, 2OH + Cl2 = Cl + ClO + H2O, 2NaOHк + Be +2H2O = Na2[Be(OH)4]р +H2 , 2KOHк + Cl2 = KClр + KClOр + H2O.

7) Все нерастворимые гидроксиды (в том числе и основания) легко разлагаются при нагревании Растворимые и малорастворимые основания можно получить при взаимодействии с водой соответствующих металлов или оксидов, а нерастворимые - осаждением щелочью из растворов солей.

1.5 Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды близки по свойствам к основным гидроксидам (основаниям). Отличие амфотерных гидроксидов - только в том, что они способны реагировать со щелочами. Непосредственно эти реакции протекают только в растворах:

Zn(OH)2 + 2OH = [Zn(OH)4]2, Cr(OH)3 + 3OH = [Cr(OH)6]3,Zn(OH)2 + 2NaOHр = Na2[Zn(OH)4]р, Cr(OH)3 + 3KOHр = K3[Cr(OH)6]р.

Конечно, амфотерные гидроксиды реагируют и с расплавами щелочей, но при этих температурах они разлагаются, и со щелочью реагируют уже соответствующие амфотерные оксиды. Так как все амфотерные гидроксиды - нерастворимые вещества, получить их можно осаждением из растворов солей:

Zn2 + 2OH = Zn(OH)2 [Zn(OH)4]2 + 2H3O = Zn(OH)2 + 4H2O.

Кислоты - сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.

По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и бескислородные.

Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) - кислоты, в состав которых входят атомы кислорода. Бескислородные кислоты - кислоты, молекулы которых не содержат кислорода.

Для бескислородных кислот слово кислота" используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор - хлороводородной или соляной кислотой.

1.6 Кислоты

Определение. Кислотами называются соединения, в состав которых входят атомы водорода, способные замещаться атомами металла. При этом образуются соли. Например,

H2SO4 + 2Na = Na2SO4 + Н2

кислота соль

6НС1 + 2Al = 2AlС13 + 3Н2

кислота соль

Классификация. Различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Бескислородными кислотами являются водные растворы водородных соединений неметаллов VI и VII групп периодической системы элементов Н2S, H2Se, H2Te, HF, HC1, HBr, HI, a также HSCN и HCN.

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты (продукты соединения с водой) оксидов неметаллов, а также некоторых металлов в высших степенях окисления (+5, +6, +7). Например, угольная кислота Н2 СО3 -- продукт соединения СО2 с водой; серная кислота H2SO4 -- продукт соединения SО3 с водой; хромовая кислота H2СrО4 -- продукт соединения СrО3 с водой.

Номенклатура. Названия кислот составляют из названия элемента + слово "водородная" (в случае бескислородной кислоты) или с соответствующим суффиксом (в случае кислородсодержащей кислоты) (табл. 3).

Таблица 3. Формулы и названия некоторых кислот

Формула кислоты

Элемент

Суффикс

Название кислоты

химический элемент

название

Степень окисления

H2S

Н23

H2SO4

HС1

HClO2

HClO4

HBr

НBrО2

HBrO4

S

Cl

Br

Сера

Хлор

Бром

2

+4

+6

-1

+3

+7

-1

+3

+7

-ист-

-н-

-ист-

-н-

-ист-

-н-

Сероводородная

Сернистая

Серная

Хлороводородная (соляная)

Хлористая

Хлорная

Бромоводородная

Бромистая

Бромная

Число атомов водорода кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, определяет основность кислоты: НCI, HRr, HNO3, СH3CООН - одноосновные кислоты; H2S, H2SO4, H2СО3, Н3РО3- двухосновные кислоты; H3РО4, Н3AsO4 -- трехосновные кислоты.

Кислотные остатки. Отрицательно заряженные группы атомов и одиночные атомы (отрицательные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы кислоты одного или нескольких атомов водорода, называются кислотными остатками.

Величина отрицательного заряда кислотного остатка определяется числом атомов водорода, замещенных металлом (табл. 4).

Таблица 4. Названия и формулы некоторых кислотных остатков

Кислоты

Кислотные остатки

формула

Название

основность

формула

название

HCl

Хлороводородная (соляная)

1

Cl-

Хлорид-ион

HBr

Бромоводородная

1

Br-

Бромид-ион

HI

Йодоводородная

1

I-

Йиодид-ион

H2S

Сероводородная

2

HS-

Гидросульфид-ион

S2-

Сульфид-ион

HClO

Хлорноватистая

1

ClO-

Гипохлорит-ион

HClO2

Хлористая

1

ClO

Хлорит-ион

HClO3

Хлорноватая

1

ClO

Хлорат-ион

HClO4

Хлорная

1

ClO

Перхлорат-ион

H2SO3

Сернистая

2

HSO

Гидросульфит-ион

SO

Сульфит-ион

H2SO4

Серная

2

HSO

Гидросульфат-ион

S

Сульфат-ион

HNO2

Азотистая

1

NO

Нитрит-ион

HNO3

Азотная

1

NO

Нитрат-ион

HPO3

Метафосфорная

1

PO

Метафосфат-ион

H2PO4

Ортофосфорная

3

H2PO

Дигидрофосфат-ион

HPO

Гидрофосфат-ион

PO

Ортофосфат-ион

H2P2O7

Дифосфорная

4

H2P2O

Дигидродифосфат-ион

P2O

Дисфосфат-ион

H2CO3

Угольная

2

HCO

Гидрокарбанат-ион

CO

Карбанат-ион

H2SiO3

Метакремниевая

2

HSiO

Гидросиликат-ион

SiO

Силикат-ион

HMnO4

MnO

Перманганат-ион

К кислотам относятся: а) ковалентные гидроксиды, соответствующие кислотным оксидам) - кислородсодержащие кислоты; б) ковалентные гидриды - бескислородные кислоты.(По традиции "кислотами" называют водные растворы ковалентных гидридов, например, раствор хлороводорода называют соляной (хлороводородной) кислотой, раствор сероводорода - сероводородной кислотой и т.п. Соответствующие безводные газообразные соединения "кислотами" не называют) Кроме того, кислотами также являются некоторые ионные вещества, содержащие ионы оксония. Это устойчивые только при низких температурах " соли оксония" : (H3O)Cl, (H3O)Br, (H3O)2SO4 и некоторые другие. По химическим свойствам растворы этих "солей оксония" ничем не отличаются от растворов соответствующих молекулярных кислот - соляной, бромоводородной, серной и т.д. Большинство кислотных гидроксидов (оксокислот) - молекулярные вещества. Исключение составляет нерастворимая в воде кремниевая кислота (ее состав только упрощенно отражается формулой H2SiO3) и некоторые другие кислоты. Растворение кислот в воде - химическое растворение. При растворении кислоты в воде протекает КОР, необратимая в случае сильной кислоты и обратимая в случае слабой:

HNO3 + H2O = H3O + NO3 CH3COOH + H2O H3O + CH3COO

Kлассификация кислот

Признаки для классификации

Группы кислот

Примеры

Наличие атомов кислорода в кислотном остатке

1. Бескислородные.2. Kислородные

HCl, HF, HBr, H2S.HNO2, H2SO4, H3PO4

Основность(число атомов водорода)

1. Одноосновные.2. Двухосновные.3. Трехосновные

HNO3, HI.H2SO3, H2S.H3PO4

Степень электролитическойдиссоциации

1. Сильные( > 30%).2. Слабые( < 3%)

HNO3, HCl, H2SO4.H2S, H2CO3

Летучесть

1. Летучие.2. Нелетучие

HCl, H2S, HNO3.H2SO4, H2SiO3, H3PO4

Стабильность

1. Стабильные.2. Нестабильные

HCl, H2SO4, H3PO4.H2CO3, H2SO3

Растворимость в воде

1. Растворимые.2. Нерастворимые

HF, HNO2, H3PO4.H2SiO3

Номенклатура. Формулы кислот необходимо выучить наизусть, т.к. названия кислотных остатков пригодятся при изучении номенклатуры солей (табл. 5).

Таблица 5. Формулы и названия кислот и кислотных остатков

Формулакислоты

Названиекислоты

Kислотныйостаток

Названиекислотного остатка

НNO2

Азотистая

Нитрит

НNO3

Азотная

Нитрат

H2S

Сероводородная

S2-

Сульфид

H2SO3

Сернистая

Сульфит

H2SO4

Серная

Сульфат

H2CO3

Угольная

,

Kарбонат,

гидрокарбонат

H3PO4

Ортофосфорная

Фосфат,

гидрофосфат,

дигидрофосфат

H2SiO3

Kремниевая

Силикат

HCl

Хлороводородная

Cl-

Хлорид

HPO3

Метафосфорная

Метафосфат

HMnO4

Марганцовая

Перманганат

H2MnO4

Марганцовистая

Манганат

Важно знать некоторые принципы составления названий кислот. Название кислородной кислоты состоит из русского названия кислотообразующего элемента с добавлением одного из окончаний: -ная, -овая, -евая (табл. 6).

Таблица 6. Номенклатура кислот

Окончание в названии кислоты

Формулы и названия кислот в зависимостиот номера группы в ПСХЭ и высшей степени окислениякислотообразующего элемента

IIа, +3

IVа, +4

Vа, +5

VIа, +6

VIIа, +7

-ная

В,

Н3ВО3-борная кислота

С,

Н2СО3 -угольнаякислота

N,

HNO3 -азотнаякислота;

Р,

НРО3 -метафосфорнаякислота,

Н3РО4 -ортофосфорнаякислота

S,

H2SO4 -сернаякислота

Сl,

HClO4 -хлорнаякислота;

I,

HIO4 -йоднаякислота

-овая

-

-

As,

H3AsO4 -мышьяковаякислота

Se,

H2SeO4 -селеноваякислота;

Те,

Н6ТеО6 -теллуроваякислота

-

-евая

-

Si,

H2SiO3 -метакремниеваякислота,

Н4SiO4 -ортокремниеваякислота

-

-

-

Если неметалл образует ряд кислот, где степени окисления его различны, то в названиях кислот по мере убывания степени окисления используют суффиксы -н-, -оват-, -ист-, -оватист- с добавлением окончания -ая.

Например:

Названия кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет не высшую степень окисления, обычно содержат суффикс -ист-.Например:

Номенклатура бескислородных кислот такова: к названию неметалла через соединительную гласную "о" прибавляется слово "водородная". Например: H2S - сероводородная кислота, HF - фтороводородная кислота.

Способность кислот отдавать протоны определяет наиболее характерные химические свойства этих веществ:

1) Все кислоты реагируют с веществами, содержащими очень сильные частицы-основания: O2, N3 и т. п. то есть прежде всего с основными и амфотерными оксидами (примеры в

2) Все кислоты реагируют с растворами щелочей

3) Растворы сильных кислот реагируют с солями и их растворами (содержат анионные основания)

H3O + NO2 = HNO2 + H2O, H3O + CH3COONa = CH3COOH + Na + H2O, HClр + KNO2р = HNO2р + KClр; HClp + CH3COONaкр = CH3COOHp + NaClp.

Образующаяся слабая кислота может быть еще и нерастворимой или летучей:

2H3O + SiO32 = H2SiO3 + 2H2O, 2H3O + FeS = Fe2 + H2O + H2S , H2SO4 + Na2SiO3 = H2SiO3 + Na2SO4, 2HBr + FeS = FeBr2 + H2S ,

что еще более способствует смещению равновесия вправо. Летучие кислоты выделяются из реакционной смеси и в том случае, когда с безводной солью этой кислоты реагирует нелетучая (точнее, значительно менее летучая) кислота:

H2SO4конц + NaClкр = NaHSO4кр + HCl , H3PO4ж + CH3COONaкр = NaH2PO4кр + CH3COOH .

Если образующаяся слабая кислота неустойчива, при реакции выделяется газообразный кислотный оксид. В этом случае растворы сильных кислот реагируют и с нерастворимыми солями:

2H3O + CaCO3 = Ca2 + CO2 + 3H2O, 2HNO3р + CaCO3кр = Ca(NO3)2р + CO2 + H2O.

Реакции между растворами солей и сильных кислот протекают и в тех случаях, когда образуется нерастворимая соль:

Cl + Ag= AgCl,HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3.

4) Растворы сильных кислот реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода . 5) Многие кислоты при нагревании разлагаются

Некоторые кислоты легко разлагаются даже в водных растворах:

H2CO3 = CO2 + H2O

(при образовании практически полностью разлагается),

H2SO3 = SO2 + H2O

(неустойчива в концентрированных растворах и при нагревании). Растворимые оксокислоты можно получить при взаимодействии соответствующего кислотного оксида с водой. Слабые кислоты получаются из солей под действием сильных кислот. Бескислородные кислоты получают, растворяя соответствующие гидриды в воде.

1.7 Соли

Определение. Термин " соль" используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль - это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Определение. Соли -- это продукты замещения водорода кислоты металлом или гидроксогрупп оснований кислотными остатками. Например,

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + Н2

кислота соль

NaOH + НС1 = NaCI + H2O

основание кислота соль.

Классификация. Соли бывают средние, кислые, основные, двойные, комплексные.

Средняя соль -- это продукт полного замещения водорода кислоты металлом или гидроксогруппы основания кислотным остатком. Например,

Na2SO4, Ca(NO3)2 -- средние соли.

2Na + H2SO4 = Na2SO4 + Н2Са (ОН)2 + 2HNO3 = Са (NO3)2 + 2Н2О

Кислая соль -- продукт неполного замещения водорода многоосновной кислоты металлом. Например, NaHSO4, Са(НСО3)2 --кислые соли.

2Na + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + Н2

Основная соль -- продукт неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания кислотными остатками. Например,MgOНС1, BiOHCl2 -- основные соли

Mg (ОН)2 + НС1 = MgOHCI + Н2О

Если атомы водорода в кислоте замещаются атомами разных металлов или гидроксогруппы оснований замещаются различными кислотными остатками, то образуются двойные соли. Например, KAI(SO4)2, Са(ОС1)С1. Двойные соли существуют только в твердом состоянии.

Комплексные соли -- это соли, в состав которых входят комплексные ионы. Например, соль K4[Fe(CN)6] -- комплексная, так как в ее состав входит комплексный ион [Fe(CN)6]4-.

Составление формул солей. Можно сказать, что соли состоят из остатков оснований и остатков кислот. При составлении формул солей нужно помнить правило: абсолютная величина произведения заряда остатка основания на число остатков основания равна абсолютной величине произведения заряда кислотного остатка на число кислотных остатков. Для

тх = пу,

где K -- остаток основания, A -- кислотный остаток, т -- заряд остатка основания, n -- заряд кислотного остатка, х -- число остатков основания, у -- число кислотных остатков. Например,

Формулы:

2x = 3y

x = 3, y = 2

Ba3(PO4)2

2x = 1y

x = 1, y = 2

Ca(H2PO4)2

1x = 3y

x = 3; y = 1

(MgOH)3PO4

Номенклатура солей. Названия солей составляют из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия остатка основания в родительном падеже (без слова "ион"). Например,

MgС12 -- хлорид магния

Ba3(РО4)2 -- ортофосфат бария

Na2S -- сульфид натрия

CaHPO4 - гидрофосфат кальция

K2SO3 -- сульфит калия

Ca(H2PO4)2 -- дигидрофосфат кальция

А12(SO4)3 -- сульфат алюминия

MgOHCд -- хлорид гидроксомагния

КА1(SO4)3 -- сульфат калия

(MgOH)2SO4 -- сульфат гидроксомагния

K2NaHPO4 -- ортофосфат калия - натрия

MnCl2 - хлорид марганца (2:1)

Са(OCI)C1 -- хлорид - гипохлорит кальция

MnSO4 -- сульфат марганца

К2S cульфид калия

NaHCO3 - гидрокарбонат натрия

К2SO4 сульфат калия

MgOHCl хлорид. гидриксо - магния

Соли - ионные соединения, в состав которых в качестве анионов входят кислотные остатки.

Соли принято подразделять по составу на кислые, средние и основные

Кислые соли - соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон.

То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.

Основные соли - соли, в состав которых входят катионы, способные принимать протон и содержащие гидроксильные группы (группы - О- Н).

Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли - минерал малахит Cu2(OH)2CO3.

Химические свойства солей определяются только свойствами ионов, входящих в их состав. Важнейшие химические свойства средних солей:

1) растворимые соли могут реагировать с металлами

2) некоторые соли могут окисляться активными неметаллами:

2KI + Cl2 = 2KCl + I2, 2K2SO3 + O2 = 2K2SO4

(в растворе, медленно);

3) растворимые соли могут реагировать с растворами щелочей

4) соли слабых кислот реагируют с сильными кислотами

5) в растворе соли могут реагировать между собой:

Ba2 + SO42 = BaSO4 , Ag + Cl = AgCl , BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl, AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3;

6) некоторые соли при нагревании легко разлагаются

2KNO3 = 2KNO2 + O2 , MgCO3 = MgO + CO2 , NH4Cl = NH3 + HCl , (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O , NH4NO2 = N2 + 2H2O .

Как видно из приведенных примеров, реакции термического разложения разных солей очень сильно отличаются друг от друга, поэтому подробно с некоторыми типами этих реакций вы познакомитесь при изучении химии отдельных элементов. Особенности химических свойств кислых и основных солей связаны с наличием в их составе ионов-амфолитов и заключаются в возможности реакций с растворами кислот и оснований:

NaHSO + NaOHр = Na2SO + H2O, NaHCO + HClр = NaClр + CO2 + H2O, Mg(OH)Cl + NaOHр = Mg(OH)2 + NaClр, Mg(OH)Cl + HClр = MgCl + H2O.

Все кислые и основные соли разлагаются при нагревании. Здесь также много различных типов реакций:

2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 , NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 , 2Na2HPO4 = Na4P2O7 + H2O , (CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O .

Соли образуются при самых разнообразных реакциях.

Таким образом, соли можно получить 12 важнейшими способами:

1) при взаимодействии металлов с неметаллами,

2) при взаимодействии металлов с кислотами,

3) при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами,

4) при взаимодействии основных оксидов с кислотами,

5) при взаимодействии кислотных оксидов с основаниями,

6) при взаимодействии оснований с кислотами,

7) при взаимодействии неметаллов с основаниями,

8) при взаимодействии оснований с солями,

9) при взаимодействии металлов с солями,

10) при взаимодействии кислот с солями,

11) при взаимодействии неметаллов с солями,

12) при взаимодействии солей друг с другом.

Не все эти способы применимы к каждой соли, например: соли бескислородных кислот нельзя получить, используя способы 3 и 5, а соли металлов, стоящих в ряду напряжений правее водорода нельзя получить, используя способ 2. И наоборот, существует множество способов получения отдельных солей, не включенных в этот перечень.

2. Характеристика химических свойст, электронное строение химического элемента кадмия и кислорода

Кадмий (Cadmium), Cd, химический элемент II группы периодической системы Менделеева; атомный номер 48, атомная масса 112,40; белый, блестящий, тяжелый, мягкий, тягучий металл. Элемент состоит из смеси 8 стабильных изотопов с массовыми числами: 106 (1,215%), 108 (0,875%), 110 (12,39%), 111 (12,75%), 112 (24,07%), 113 (12,26%), 114 (28,86%), 116 (7,58%).

Электронная формула кадмия 1s22s22p63s23p64s24p64d105s2

Химические свойства Кадмия.

В соответствии с внешней электронной конфигурацией атома 4d10 5s2 валентность Кадмия в соединениях равна 2. На воздухе Кадмий тускнеет, покрываясь тонкой пленкой оксида CdO, которая защищает металл от дальнейшего окисления. При сильном нагревании на воздухе Кадмий сгорает в оксид CdO - кристаллический порошок от светло-коричневого до темно-бурого цвета, плотность 8,15 г/см3; при 700°C CdO возгоняется, не плавясь. Кадмий непосредственно соединяется с галогенами; эти соединения бесцветны; CdCl2, CdBr2 и CdI2 очень легко растворимы в воде (около 1 части безводной соли в 1 части воды при 20 °C), CdF2 растворим труднее (1 часть в 25 частях воды). С серой Кадмий образует сульфид CdS от лимонно-желтого до оранжево-красного цвета, нерастворимый в воде и разбавленных кислотах. Кадмий легко растворяется в азотной кислоте с выделением оксидов азота и образованием нитрата, который дает гидрат Cd(NOa)2·4H2O. Из кислот - соляной и разбавленной серной Кадмий медленно выделяет водород, при выпаривании растворов из них кристаллизуются гидраты хлорида 2CdCl2·5H2O и сульфата 3CdSO4·8H2O. Растворы солей Кадмия имеют кислую реакцию вследствие гидролиза; едкие щелочи осаждают из них белый гидрооксид Cd(OH)2, нерастворимый в избытке реактива; впрочем, при действии концентрированных растворов щелочи на Cd(OH)2 были получены гидрооксокадмиаты, например Na2[Cd(OH)2]. Катион Cd2+ легко образует комплексные ионы с аммиаком [Cd(NH3)4]2+ и с цианом [Cd(CN)4]2- и [Cd(CN)6]4-. Известны многочисленные основные, двойные и комплексные соли Кадмия. Соединения Кадмия ядовиты; особенно опасно вдыхание паров его оксида.

Кислород (лат. Oxygenium), О, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 8, атомная масса 15,9994. При нормальных условиях Кислород газ без цвета, запаха и вкуса. Трудно назвать другой элемент, который играл бы на нашей планете такую важную роль, как Кислород.

Изотопы, атом и молекула Кислорода. Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16О, 17О и 18О, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов Кислорода на Земле. Резкое преобладание в смеси изотопов наиболее легкого из них 16О связано с тем, что ядро атома 16О состоит из 8 протонов и 8 нейтронов. А такие ядра, как следует из теории атомного ядра, обладают особой устойчивостью.

В соответствии с положением Кислорода в периодической системе элементов Менделеева электроны атома Кислорода располагаются на двух оболочках: 2 - на внутренней и 6 - на внешней (конфигурация 1s22s22p4). Поскольку внешняя оболочка атома Кислорода не заполнена, а потенциал ионизации и сродство к электрону составляют соответственно 13,61 и 1,46 эв, атом Кислорода в химических соединениях обычно приобретает электроны и имеет отрицательный эффективный заряд. Напротив, крайне редки соединения, в которых электроны отрываются (точнее оттягиваются) от атома Кислорода (таковы, например, F2O, F2О3). Раньше, исходя единственно из положения Кислорода в периодической системе, атому Кислорода в оксидах и в большинстве других соединений приписывали отрицательный заряд (-2). Однако, как показывают экспериментальные данные, ион О2- не существует ни в свободном состоянии, ни в соединениях, и отрицательный эффективный заряд атома Кислорода практически никогда существенно не превышает единицы.

В обычных условиях молекула Кислорода двухатомна (О2); в тихом электрическом разряде образуется также трехатомная молекула О3 - озон; при высоких давлениях обнаружены в небольших количествах молекулы О4. Электронное строение О2 представляет большой теоретический интерес. В основном состоянии молекула О2 имеет два неспаренных электрона; для нее неприменима "обычная" классическая структурная формула О=О с двумя двухэлектронными связями. Исчерпывающее объяснение этого факта дано в рамках теории молекулярных орбиталей. Энергия ионизации молекулы Кислорода (О2 - е > О2+) составляет 12,2 эв, а сродство к электрону (О2 + е > О2-) - 0,94 эв. Диссоциация молекулярного Кислорода на атомы при обычной температуре ничтожно мала, она становится заметной лишь при 1500°С; при 5000°С молекулы Кислорода почти полностью диссоциированы на атомы

Электронная формула кислорода 1s22s22p4

Химические свойства Кислорода. Кислород образует химические соединения со всеми элементами, кроме легких инертных газов. Будучи наиболее активным (после фтора) неметаллом, Кислород взаимодействует с большинством элементов непосредственно; исключение составляют тяжелые инертные газы, галогены, золото и платина; их соединения с Кислородом получают косвенным путем. Почти все реакции Кислорода с других веществами - реакции окисления экзотермичны, то есть сопровождаются выделением энергии. С водородом при обычных температурах Кислород реагирует крайне медленно, выше 550°С эта реакция идет со взрывом:


Страница:  1   2 

Скачать работу можно здесь Скачать работу "Свойства оксидов, оснований кислот, солей" можно здесь
Сколько стоит?

Рекомендуем!

база знанийглобальная сеть рефератов