Учебное пособие по общей и неорганической химии для 2 курса СПО

ГБПОУ ВО «Хреновская школа наездников»

Учебное пособие по общей и неорганической химии.

 Второй год обучения

На базе основного общего образования

Автор: преподаватель химии Ступин С.В.

2015 г.

Содержание

I. Строение вещества                                                                                             

1. Основные типы химической связи.                                                                   

2. Пространственное строение молекул.

II. Химические реакции.

1. Классификация химических реакций. Скорость химических реакций.

III. Металлы.

1. Общие способы получения металлов. Сплавы металлов.

2. Обзор металлических элементов главных и побочных подгрупп.

3. Оксиды и гидроксиды металлов.

IV. Неметаллы.

1. Обзор неметаллов. Оксиды неметаллов и кислородсодержащие кислоты.

V. Связь неорганических и органических веществ.

1. Генетическая связь неорганических и органических веществ.

VI. Тесты для проверки знаний.

I. Строение вещества.

1. Основные типы химической связи.

Атомы могут соединяться друг с другом с образованием простых и сложных веществ. При этом образуются различные химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Один из существенных показателей типа связи – это электроотрицательность Электроотрицательность - это способность атомов притягивать к себе электроны от других атомов.

Ионная связь. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые сильно различаются по электроотрицательности.

Вещества с этим типом связи кристаллические, с высокими температурами плавления. Примеры: NaF , KCl.

Ковалентная связь- это связь, возникающая в результате образования общих электронных пар. Ковалентная связь делится на полярную и неполярную.

Ковалентная неполярная - это химическая связь, возникающая между атомами с одинаковой электроотрицательностью.

Вещества с этой связью могут быть во всех агрегатных состояниях.

Примеры: F₂,  H_2.

               Ковалентная полярная – это связь между атомами с незначительно отличающейся электроотрицательностью.

Обычно это жидкие или газообразные вещества. Примеры: HF,  HCl.

Металлическая связь – это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической решётке.

Металлы – твёрдые вещества (кроме ртути), ковкие, хорошие проводники электричества и тепла. Примеры: натрий, алюминий, медь.

Водородная связь – это связь между атомами водорода одной молекулы и сильноотрицательными элементами другой молекулы.

Обычно это жидкие или твёрдые вещества. Примеры: вода, спирты, фтороводород.

2. Пространственное строение молекул.

В зависимости от того, какую форму и какое направление имеют электронные облака в пространстве, при их взаимном перекрывании могут образовываться соединения с линейной и угловой формами молекул.

Направленность химических связей объясняется различным расположением электронных облаков в пространстве.

Электронные облака могут изменить свою форму в результате гибридизации.

Вам уже известны 3 вида гибридизации: sp³-, sp²-, sp-гибридизация.

В зависимости от различного расположения гибридных облаков в пространстве тоже могут образовываться молекулы линейного и углового строения.                                         

При образовании фторида бериллия  BeF₂ наблюдается sp-гибридизация. Образовавшиеся sp-гибридные облака располагаются под углом 180⁰. Втаком положении sp-гибридные облака атома бериллия перекрываются с p-электронными облаками атома фтора. В результате образуется молекула линейной формы BeF_2. 

Примером молекулы, строение которой объясняется sp²-гибридизацией, является молекула хлорида бора BCl₃. При sp²-гибридизации образуются три гибридных облака, которые лежат в одной плоскости и ориентированы друг к другу под углом 120⁰. Эти три гибридных электронных облака перекрываются с p-электронными облаками атома хлора, и образуется плоская молекула треугольной формы- BCl_3.

В процессе sp³-гибридизации образуется четыре гибридные орбитали, вытянутые концы которых направлены к вершинам тетраэдра, т.е. ориентированы друг к другу  под углом 109⁰ 28^’.

II. Химические реакции.

 Классификация химических реакций. Скорость химических реакций.

Все химические реакции можно классифицировать по следующим признакам: изменению степени окисления атомов в составе реагирующих веществ (окислительно-восстановительные реакции); числу и составу исходных и образующихся веществ (реакции разложения, соединения, замещения и обмена); тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические); признаки обратимости (обратимые и необратимые реакции).

1.По изменению степени окисления.

Все химические реакции подразделяются на такие, в которых происходит изменение степени окисления, и на такие, в которых степени окисления не изменяются.

Процессы, в результате которых происходит изменение степени окисления, называются окислительно-восстановительными реакциями.

2. По числу и составу исходных и образующихся веществ

а) реакциями разложения называются реакции, в результате которых из одного вещества образуются два или несколько других веществ.

2KClO₃      2KCl + 3O₂

б) Реакциями соединения называются реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество.

2Fe + 3Cl₂       2FeCl₃

в)  Реакциями замещения называются реакции, протекающие между простыми и сложными веществами, при которых атомы простого вещества замещают атомы в составе сложного.

2AgNO₃ + Fe          Fe (NO₃)₂ + 2Ag         

г) Реакциями обмена называются реакции, протекающие между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями.

Na₂SO₄ + BaCl₂        BaSO₄ + 2NaCl

3.По тепловому эффекту

а) экзотермическими называются реакции, которые протекают с выделением теплоты.

H₂ + Cl₂ = 2HCl + 184,6 кДж

184,6 кДж- количество выделяющейся теплоты (тепловой эффект)

б) эндотермическими называются реакции, которые протекают с поглощением теплоты.

N₂ + O₂ = 2NO – 180,8 кДж

4.По признаку обратимости

а) необратимыми называются реакции, которые протекают до конца, до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

2KClO₃      2KCl + 3O₂

б) химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

N₂ + 3H₂          2NH₃ + Q 

Скорость  химических реакций.

Скорость гомогенной реакции определяется изменением концентрации одного из вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции веществ в единицу времени.

Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей веществ, вступивших в реакцию или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности.

Факторы, влияющие на скорость  химических реакций:

а) природа реагирующих веществ;

б) концентрация реагирующих веществ (для растворов и газов);

в) поверхность соприкосновения реагирующих веществ (прямо пропорциональная зависимость для твёрдых веществ);

г) температура (при повышении температуры скорость большинства реакций увеличивается);

д) присутствие некоторых веществ (катализаторы - увеличивают скорость, ингибиторы – замедляют).

III. Металлы

1.     Общие способы получения металлов. Сплавы металлов

Металлы получают путём их восстановления из природных соединений: оксидов, солей.

Восстановление металлов:                    

а) углём и оксидом углерода(II)

ZnO + C = Zn + CO

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

б) электрическим током (электролиз)

NiSO_{4 электролиз}      Ni⁰ + (SO₄)^2-

в) алюминием (алюминотермия)

4Al + 3MnO₂       ^t          2Al₂O₃ + 3Mn

г) водородом

WO₃ + 3H_{2        t}        W + 3H₂O

Металлургия - это наука о способах получения металлов.

Виды металлургии:

а) пирометаллургия – получение металлов при помощи высоких температур.

б) гидрометаллургия - получение металлов из растворов их солей.

в) электрометаллургия - получение металлов при помощи электрического  тока.

                          Сплавы металлов.

Сплавы – это системы, состоящие из двух или нескольких металлов, а также из металлов и неметаллов, обладающими свойствами, присущими металлическому состоянию.

Классификация сплавов:

1) по числу компонентов – двойные, тройные и т.д.

2) по структуре – гомогенные, гетерогенные (состоящие из нескольких фаз)

3) по характеру металла, являющегося основой сплава – чёрные (сталь, чугун), цветные (сплавы алюминия, меди и т.д.)

4) по характерным свойствам – тугоплавкие, высокопрочные и т.д.

5) по технологическим признакам – литейные, деформируемые.

2.     Обзор металлических элементов главных и побочных подгрупп.

Металлические элементы главных подгрупп.

Общее химическое свойство металлов главных подгрупп – это их способность легко отдавать валентные электроны. Поэтому образованные ими простые вещества в химических реакциях выполняют функцию восстановителей. Восстановительная способность усиливается в подгруппе сверху вниз.

                                              Химические свойства:

1) взаимодействие с неметаллами

2Na + Cl_{2       t}       2NaCl

2) взаимодействие со сложными веществами

Ca + 2HOH          Ca(OH)₂ + H₂

Zn + H₂O      ^t    ZnO + H₂

Mg +2 HCl           MgCl₂ + H₂

Металлические элементы побочных подгрупп.

Металлические элементы побочных подгрупп являются d-элементами. У их атомов очередные электроны размещаются на d-подуровне предпоследнего уровня. Закономерности изменения химической активности у этих элементов в направлении сверху вниз иные, нежели в главных подгруппах. В побочных подгруппах химическая активность соответствующих металлов уменьшается.

Важнейшие общие закономерности металлических элементов побочных подгрупп:

1) у d-элементов III- VII групп максимальная положительная степень окисления совпадает с номером группы.

2) некоторые d-элементы VIII группы также образуют соединения, в которых их максимальная положительная степень окисления равна +8, т.е. совпадает с номером группы

3) с увеличением степени окисления атомов металлов побочных подгрупп основные свойства их оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные – усиливаются.

       Химические свойства:

1)  взаимодействие с неметаллами

2Fe +3Cl₂ = 2FeCl₃

2) взаимодействие со сложными веществами

Fe +2 HCl = FeCl₂ + H₂

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

3. Оксиды и гидроксиды металлов.

Химические свойства оксидов и гидроксидов зависят как от положения элемента периодической системе, так и от его степени окисления.

Существует следующая закономерность: чем выше степень окисления элемента, тем более сильно выражены его кислотные свойства. Это наглядно проявляется при сравнении свойств соединений хрома.

Оксид хрома (II) CrO проявляет только основные свойства:

CrO + 2HCl = CrCl₂ + H₂O

Оксид хрома (III) Cr₂O₃ проявляет амфотерные свойства:

Cr₂O₃ + 6HNO₃ = 2Cr(NO₃)₃ + 3H₂O

Cr₂O₃ + 2NaOH = 2NaCrO₄ + H₂O

Оксид хрома (VI) CrO₃ проявляет только кислотные свойства.

Гидроксид хрома (II) Cr(OH)₂ проявляет только основные свойства:

Cr(OH)₂ + H₂SO₄ = CrSO₄ + 2H₂O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ проявляет амфотерные свойства:

Cr(OH)₃ +3HCl = CrCl₃ +3 H₂O

 Cr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2H₂O

Гидроксид хрома (VI) – ему соответствуют две кислоты: хромовая H₂CrO₄ и двухромовая H₂Cr₂O_7. Они существуют только в растворе.

IV. Неметаллы.

1. Обзор неметаллов. Оксиды неметаллов и кислородсодержащие кислоты.

Неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Поэтому их атомы отличаются большим зарядом ядра и меньшим радиусом. В результате атомы неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Самым сильным окислителем является фтор.

Простые вещества – неметаллы бывают:

а) с немолекулярным строением (C, B, Si). У этих неметаллов атомные кристаллические решётки, поэтому они обладают большой твёрдостью и очень высокими температурами плавления.

б) с молекулярным строением (F₂, O₂, Cl_2, N₂). У этих неметаллов в твёрдом состоянии молекулярные кристаллические решётки. При обычных условиях это газы, жидкости или твёрдые вещества с низкими температурами плавления.

Химические свойства:

1)   взаимодействие с металлами

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2) взаимодействие с другими  неметаллами

F₂ + H₂ = 2HF

3) Взаимодействие с оксидами

C + 2CuO = CO₂ + 2Cu

4)  Взаимодействие cо щелочами

Si + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₃ + H₂O

Оксиды неметаллов

Кислородсодержащие кислоты

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов находятся
До водорода	После водорода
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4+ SO2 + 2H2O            (конц)	Cu +2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4  =3 ZnSO4+ S + 4H2O               (разб)
4Zn + 5H2SO4  =4ZnSO4 + H2S +4H2O             (сильноразб)
Взаимодействие азотной кислоты с металлами
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O	Hg + 4HNO3 = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

V. Связь неорганических и органических веществ.

1. Генетическая связь неорганических и органических веществ

До начала ХIX столетия господствовало мнение, что между неорганическими и органическими веществами существует резкая грань. Но первые же синтезы органических веществ показали несостоятельность этих взглядов. Так немецкий химик Ф.Вёлер в 1824 г. доказал, что из неорганических веществ можно получить органическое - щавелевую кислоту.

Другим историческим синтезом является синтез мочевины в 1828 г., который тоже осуществил Ф.Вёлер. До этого считали, что мочевина может образовываться только в живых организмах.

Это были первые синтезы. За ними последовали многие другие, которые подтвердили связь между  неорганическими и органическими веществами.

Ниже приводятся схемы превращений, отражающих генетическую связь между неорганическими и органическими веществами:

А) C     CH₄           C₂H₂            C₂H₄           HO-CH₂-CH₂-OH      HOOC-COOH

                                                                                              (щавелевая кислота)                                                                 

Б) CaCO₃       CaO         CaC₂          C₂H₂        CH₃-COOH        H₂N-CH₂-COOH

                                                                                                  (аминоуксусная кислота)

VI. Тесты для проверки знаний

Тест 1. Итоговый контроль по теме «Неметаллы»

Базовый уровень Вариант 2

А1. Как изменяются кислотные свойства летучих водородных соединений, образованных элементами VII группы главной подгруппы, с увеличением порядкового номера химического элемента? : 1) изменяются периодически ; 2) усиливаются ; 3) не изменяются ; 4) ослабевают.

А2. Какая общая формула соответствует высшим оксидам и гидроксидам элементов V группы главной подгруппы?: 1) Э₂О₅, НЭОз  ; 2) ЭО₂,Н₂ЭО₃, ; 3) ЭО₃, Н₂ЭО₄  ; 4) Э₂,О₇, НЭО₄..

АЗ. Как изменяется кислотный характер оксидов в ряду

P₂O₅, S0з, Cl₂O₇?

 1) изменяется периодически

 2) не изменяется

 3) усиливается

 4) ослабевает

А4. С веществами какого ряда взаимодействует азот?

 1) водород, магний, кислород

 2) натрий, фтор, вода

 3) углекислый газ, алюминий, оксид кальция

 4) неон, кальций, литий

В1. В каком из соединений, воде или фтороводороде, по­лярность ковалентной связи наибольшая?

С1. Составьте ОВР методом электронного баланса:

НNOз + S -> N0₂ + H₂SO₄ + H₂O. В ответ запишите ко­эффициенты, стоящие соответственно перед восстанови­телем и окислителем.

Тест 1. Итоговый контроль по теме «Неметаллы»

Базовый уровень Вариант 1

А1. Как изменяются основные свойства летучих водород­ных соединений, образованных элементами 3-го периода, с увеличением порядкового номера химического элемента?  1) изменяются периодически;  2) усиливаются;  3) не изменяются;  4) ослабевают.

А2. Какая общая формула соответствует высшим окси­дам и гидроксидами элементов VI группы главной под­группы?

 1) Э₂О₅, H₃ЭО₄ ;     3) ЭО₃, H₂ЭO₄; 2) ЭO₂, Н,ЭОз  ;      4) Э₂O₇, НЭО₄

АЗ. Как изменяется кислотный характер оксидов в ряду

N₂O₅, Р₂O₅, As₂O₅?

 1) изменяется периодически

 2) не изменяется

 3) усиливается

 4) ослабевает

А4. С веществами какого ряда взаимодействует хлор?

 1) соляная кислота, метан, кислород

 2) фторид калия, этилен, вода

 3) водород, натрий, хлорид железа (II)

 4) неон, кальций, ацетилен

В1. В каком из соединений, воде или сероводороде, по­лярность ковалентной связи наибольшая?

С1. Составьте ОВР методом электронного баланса:

НNOз + Р + H₂O -> N0 + H₃PO₄ В ответ запишите ко­эффициенты, стоящие соответственно перед окислителем и восстановителем.

Тест 2. Вещества и их свойства

Базовый уровень Вариант 1

А1. Укажите основный оксид. 1)ВаО; 2)Al₂O₃ ; 3) ВеО; 4)S0₂

А2. К какому классу относят соединения с функциональ­ной группой -С(0)Н?  1) спиртов;

 2) карбоновых кислот;  3) альдегидов;  4)эфиров

АЗ. Укажите соединение, не являющееся амфотерным.  1) гидроксид магния;  2) гидроксид цинка;  3) гидроксид алюминия; 4) аминоуксусная кислота

А4. Какой металл вытесняет водород из воды при обычных условиях?

 1) медь;  2)цинк;  3) железо; 4) калий

А5. Какой метод используют для получения лития?  1) электролиз раствора хлорида лития;  2) электролиз расплава хлорида лития;  3) восстановление хлорида лития магнием;  4) прокаливание карбоната лития углем.

А6. Что используют для нейтрализации серной кислоты при обычных условиях?  1) НNO_3;  2) СНзОН; 3) Mg(OH)₂; 4) Na₂SO₄.

А7. Какое соединение может разрушать растительные и животные ткани?  1)КОН 2)Си(ОН)₂ 3) Мg(OH)₂,  4)C₂H₅OH

А8. Какое вещество является органическим основанием?

 1) этанол

 2) диметиламин

 3) гидроксид калия

 4) бензол

В1. Установите соответствие.

Вещество		Количество элементов, образующих вещество
А. Сажа Б. Графит В. Фуллерен Г. Алмаз		1.1 2.2 3.3 4.4 5.5 6.6
А	Б	В	Г

С1. Определите х в цепочке превращений: Си—>А ->

NаОН       t

—> В —> С —> х. Составьте уравнения реакций.

VII. Учебники и дополнительная литература.

1.     Рудзитис Г.Е. Химия: Орган химия. Основы общ. химии: Учебник для 11 кл. общеобразовательных учреждений.

2.     Габриелян О.С. Химия для студ. Проф. Учебных заведений / О.С. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. – М., 2014.