НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Минский государственный высший

Авиационный колледж

Х и м и Я

Задачи и упражнения

Учебно-методическое пособие

Минск

УДК 54

ББК 24

Х 46

С о с т а в и т е л ь

Н. А. БОРУШКО

Р е ц е н з е н т ы:

Н. П. СОЛОВЕЙ

доцент кафедры «Химия» БГУИР,

кандидат технических наук

Е. В. БУКО

ст. преподаватель кафедры

«Техническая эксплуатация воздушных судов и двигателей» МГВАК

Одобрено и рекомендовано к изданию

Научно-методическим советом МГВАК

(протокол от 27 мая 2011 года № 10)

Х 46 Химия. Задачи и упражнения: учебно-методическое пособие / сост. Н. А. Борушко. –

Минск: МГВАК, 2011. – 72 с.

Пособие написано в соответствии с действующей программой по химии. В нем представлен необходимый учебный материал для решения типовых задач по основным разделам курса «Химия», а также приведены примеры их решения, подобраны вопросы и задания.

Предназначено для курсантов (студентов) всех специальностей.

© МГВАК, 2011

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Неорганические соединения могут классифицироваться как по составу, так и по свойствам (см. рисунок). По составу они подразделяются на простые вещества, состоящие из атомов одного и того же элемента (Н₂, О₂), и сложные вещества, которые состоят из атомов разных элементов (СО₂, КОН).

Классификация основных классов неорганических соединений

Металлы

К металлам относятся простые вещества, обладающие характерными свойствами, главные из которых проявляются в способности их атомов образовывать элементарные положительные ионы, а также простые вещества с металлическим типом связи. В сложных ионах или полярных молекулах атомы металлических элементов всегда образуют положительные центры.

При обычных условиях металлы – твердые кристаллические вещества (кроме Hg) с характерным металлическим блеском, ковкие, обладают хорошей тепло- и электропроводностью фото- и термоэлектронной эмиссией. В парообразном состоянии металлы являются диэлектриками.

Металлы классифицируют по различным признакам или свойствам, являющимися общими для ряда металлов, например, плотность, цвет и т. д. Основой для классификации металлов может служить Периодическая система элементов Менделеева. Исходя из способа застраивания электронами электронных оболочек атомов, к металлам относятся s -элементы (кроме H и He), все d- и f -элементы. Из числа p -элементов к металлам можно отнести элементы, расположенные в периодической системе слева от границы, проведенной между Вe и В, Al и Si, Ga и Ge, Sb и Fe, Po и At. Следует отметить, что Hg, Ga, Sb, Sn, Bi, Fe, Po имеют не типичные для металлов кристаллические решетки переходного характера.

Химические свойства металлов обусловлены способностью атомов металлических элементов к отдаче электронов, т. е. к проявлению восстановительных свойств. Так как мера прочности связи электрона с ядром определяется энергией ионизации, то чем ниже энергия ионизации, тем выше восстановительная способность. Самой низкой энергией ионизации обладают s -элементы 1 группы главной подгруппы периодической системы, т. е. щелочные металлы.

Атомы металлических элементов, взаимодействуя с окислителями

(в зависимости от природы металла), могут проявлять постоянные или переменные степени окисления.

Ионы металлов с низшей степенью окисления (Sn²⁺, Fe²⁺ и др.) могут существовать в растворе в свободном состоянии и являются восстановителями. Ионы же металлов с высшей степенью окисления (Cr⁶⁺, Mn⁷⁺ и др.) являются окислителями. Однако говоря о химической активности металлов, нельзя забывать, что только в свойствах изолированных атомов проявляется прямая зависимость от их электронной структуры.

Характер изменения свойств металлов как простых веществ часто не соответствует характеру изменения этих свойств свободных атомов и определяется суммой энергий ионизации и прочности кристаллической решетки. Химическая же активность металлов в водных растворах кислот и солей определяется алгебраической суммой трех энергетических характеристик: энергии ионизации (Δ Н > 0), энергии разрушения кристаллической решетки (Δ Н > 0) и энергии гидратации (Δ Н < 0). Алгебраическая сумма всех трех видов энергии и определяет численное значение электродного потенциала металла (ψ) и, следовательно, положение его в электрохимическом ряду активности.

Большинство металлов реагирует с кислородом, образуя оксиды.

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду до Аl, соединяются с кислородом весьма энергично и при обычных условиях на воздухе всегда покрываются оксидной пленкой. Металлы от Мn до Н соединяются с кислородом также при обычных условиях, Сu, Hg,

Ag – при нагревании, Au, Pt не окисляются. Переходные металлы,

обладающие переменной степенью окисления, образуют три вида окислов. Оксиды, в которых металл находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей – кислотный, в промежуточной – амфотерный.

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, окисляются ионами гидроксония (Н₃О⁺) и вытесняют водород из разбавленных растворов кислот, исключая азотную кислоту. Самые активные из них (до Zn) окисляются как в водной, так и в кислой среде, а металлы, имеющие амфотерные пленки, – и в щелочной среде.

Концентрированная серная кислота окисляет все металлы, за исключением благородных. Окислитель – анион SO₄²⁻, который в зависимости от активности металла восстанавливается до SO₂ малоактивными металлами, до S и H₂S – активными металлами.

В азотной кислоте (как в концентрированной, так и в разбавленной) окислитель – анион NO₃⁻. С концентрированной азотной кислотой взаимодействуют почти все металлы, за исключением Al, Fe и Cr, которые пассивируются, т. е. покрываются защитной окисной пленкой. Основной продукт восстановления NO₃⁻ – NO₂, иногда NO, если металл очень активный (щелочной или щелочно-земельный).

Характер взаимодействия металлов с разбавленной азотной кислотой зависит от активности металла и степени разбавления кислоты. Малоактивные металлы восстанавливают NO₃⁻ до NO, активные – до NO₂. Продукт восстановления очень разбавленной кислоты активными металлами – аммиак (NH₃), который в водном

растворе с избытком кислоты дает аммонийную соль NH₄NO₃ (NH₄⁺).

Амфотерные металлы при нагревании взаимодействуют с водными растворами щелочей, вытесняя водород из ионов гидроксония (H₃O⁺).

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: