Металлы состовляют большую часть хим элементов

№1 До открытия Менделеева в науке уже были предприняты попытки классифицировать химические элементы по определенным признакам.

Менделеев подтвердил, что все химические элементы взаимосвязаны. Он сравнил их на основе способности  образовывать разные формы соеденений: оксиды водородные соеденения и др.

Был сформулирован  периодический закон: свойства простых  тел, а так же формы и свойства соеденений элеметов находятся в  периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

На основе периодического закона были систематезированы элементы — построена периодическая система химических элементов.

В периодической  таблице каждый хим элемент имеет  атомный номер, который численно равен заряду ядра.

Периодом называется ряд элементов, расположенных в  порядке возрастания атомных масс, начинающийся с щелочного металла и заканчивающийся инертным газом. В первый период входят только два элемента, во второй и третий по восемь. Четвертый образован 18 элементами, а пятый и шестой еще большим количеством.

Существуют  главная и побочная подгруппы. Побочные подгруппы образованы только элементами больших периодов. Главная подгруппа состоит из большего числа элементов.

В малых периодах по мере увеличения атомного номера наблюдается  закономерное увеличение числе е  на внешнем слое. От щелочного металла к галлогену уменьшаются мет св-ва и увеличиваются немет св-ва.

В главной  подгруппе по мере увел атом № элемента наблюдается усиление мет св-в  и уменьш немет.

Изменяются  в группах и св-ва соединений: оксид углерода 4 — кислотный  оксид, а оксид свинца обладает основными св-вами.

Периодический закон позволил систематизировать  св-ва хим элементов и их соединений.

 

№2 Металлы состовляют большую часть хим элементов. Каждый период таблицы начинается с мет.

Атомы мет имеют сходство в строении внешнего электронного слоя, который образован небольшим числом электронов (не более 3).

Это утверждение  можно проил. На примерах Na, Al и Zn. [нарисовать электрон слои]

В связи с  тем, что электроны внешнего слоя атомов мет слабо связаны с  ядром, они могут быть отданы другим частицам.

Ме⁰-ne^-→ Ме⁺ⁿ

Свойство атомов мет отдавать е является их характерным  хим св-вом и свидетельствует  о том, что мет проявляют восстановит  св-ва.

Общие св-ва мет  — это: электропроводимость, теплопроводность, мет блеск, пластичность, которые обусловлены мет хим связью.

Во всех реакциях металлы проявляют св-ва восстановителей.

А) с немет.

2Cu+O₂=2Cuo

Cu⁰-2e→Cu⁺² восстановитель

O₂+2*2e→2O^-2 окислитель

б) с водой 2Na+2H₂^O=2NaOH+H₂↑

в) с кисл. 2Al +6HCl=2AlCl₃+3H₂↑

г) c cолями Zn+CuCl₂=ZnCl₂+Cu

Такми образом, несмотря на многообразие мет, все они  обладают общими физ и хим св-вами, что объясняется сходством в  строении атомов и строении простых  в-в.

 

№3 Немет располагаются в верхнем право углу. Для общей хар-ки немет необходимо обратить внимание на строение их атомов. Немет с-ва в периодах увеличиваются. [нарисовть строение C,N.O.F] Немет св-ва ослабевают ↓

Рассм физ св-ва немет. Немет могут Могут  иметь как атомное (Si) так и  молекулярное (H₂) строение.  Поэтому среди немет есть газы, жидкости, тв в-ва. Большинство немет не электропроводны, имеют низкую теплопроводность, а тв в-ва не пластичны.

Более типичным для немет является процесс  принятия электронов.

Немет могут быть как окисл так и  восстанов.

Взаимодейств  с мет.

S+Fe=^tFeS окислитель

S⁰+2e→S^-2 восстановитель

С водородом

S+H₂=H₂S  восстановит.

2H⁰-2e-2H⁺¹ окисл.

С кислородом

S+O₂=SO₂

Некоторые немет могут реагировать и  со сложными в-вами.

Cl2+2FeCl2=2FeCl3

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

№4 Химическая связь — это взаимодействие частиц, осуществляемое путем обмена электронами. Различают несколько видов связи.

Ковалентная связь образуется в результате образованияобщих электронных пар, которое происходит в ходе перекрывания электронных  облаков. В образовании ковалентной  связи учавствуют элетронные облака 2 атомов.

Различают 2 разновидности ковал. Связи: поляр  и неполяр.

Ковал поляр связь образуется между  атомами ожного и тогоже хим элемента. H•+•H=H:H

Ковал полярная связь образуется атомами  различных неметаллов. НС1

Ионной  называется связь между ионами, т  е заряжен частицами, образов. Из атома или гр атомов в результате присоед или отдачи е. Ионная связь характерна для солей и щелочей. Образование хлор натрия: натрий отдает свой е хлору, в итоге образуются противоположно заряжен частицы — ионы Na+ Cl-, которые притягиваются друг к другу. Вещества состоящие из ионов, образованы мет и немет.

Мет связь — связь между ионатомами в крист решетке мет и сплавах, осущ за счет притяж свободно перемещающихся электр.

Все вышеперечисленные отличия в  механизме образования связи объясняют различие в свойствах в-в с разными видами связей.

 

№5 Все в-ва по их поведению в растворах принято делить на 2 группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролитами называют сложные в-ва, растворы и  расплавы которых способны проводить  электроток. Неэлектролиты, наоборот, элток не проводят.

В химии диссоциацией принято называть распад кристаллов и молекул на ионы, который приводит к эл проводимости растворов. Следовательно, причиной эл проводимости р-ров и расплавов  некоторых в-в является образование носителей электричества — заряж частиц, называемых ионами.

Диссоциация происходит под действием молекул  растворителя или температуры. При  этом хим связи между чстицами в крист решетке разрушаются.

Под электролитической диссоциацией понимают процесс распада электролитов на ионы под действием молекул воды или при расплавлении.

Рассмотрим  элек диссоциацию хлорида натрия. При расплавлении энергия, проводимая к кристаллам, усиливает колебания  ионов в узлах кристаллической  решетки, в результате чего связи  между ионами разрушаются и появляются свободные ионы. Аналогичный эффект достигается прирастворении хл натрия в Н2О. Но при этом ионы оказываются окруженными молекулаи воды.

Ур: NaCl↔Na+ + Cl-

Кислоты диссоциируют на водород и кисл остатки.

Н2SO4↔ H+ + HSO4-

HSO4↔H+ + SO4 2-

H2SO4↔  2H+ + So4 2-

Cоли  — на мет и кисл остаток

CaCl2↔  Ca2+ + 2Cl-

Основания — мет, гидроксогруппа

Ca(OH)2=CaOH+ + OH-

CaOH+=Ca2+ + OH-

Ca(OH)2=Ca2+ + 2OH-

 

№6 Все в-ва делятся на 2 группы: простые (мет, немет), сложные (оксиды, основания, соли, кислоты)

Оксиды  — сложные в-ва, состоящие из 2 элементов, один из которых кислород.

Кислоты — сложные в-ва, состоящие из ионов  Н и кисл остатка.

Основания — сложные в-ва, состоящие из ионов  мет или немет и гидроксид-ионов.

Соли  — сложные в-ва, состоящие из металлов и кисл остатка.

Оксиды  взаимодействуют с водой SO3+H2O=H2SO4

Кислоты и основания могут взаимодействовать  друг с другом HСl+NaOH=NaCl+H2O

Характерным сойством солей является взаимодействие друг с другом BaCl2+Na2SO4=BaSO4+2NaCl

Причинами многообразия в-в является их качеств состав и кол-венный состав.

Некоторые хим элементы могут образовывать несколько простых в-в. Такое явление  получило название аллотропия, а прост  в-ва — аллотропные видоизменения. Например, видоизменения кислорода, углерода соответственно кислорол и озон; графит, алмаз, карбин, фуллерен.

Различие  в св-вах объясняется разным порядком связи атомов в молекулах и  их хим строением.

 

№7 Неорганические в-ва тесно связаны друг с другом. Можно рассмотреть генетический ряд одного из мет и одного из немет.

1. Ca→CaO→Ca(OH)2→CaSO3
1. 2Ca+O2=2CaO
2. CaO+H2O=Ca(OH)2
3. Ca(OH)2+H2SO3=CaSO3↓+2H2O
2. S→SO2→H2SO3→CaSO3
1. S+O2=SO2
2. SO2+H2O=H2SO3
3. H2SO3+CA(OH)2=CaSO3↓+2H2O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

№8 По числу и составу исходных в-в и продуктов реакции хим реакции можно разделить на следующие типы: разложение, соединение, обмен, замещение.

Разложение  — реакция, в результате которой  из одного в-ва получается несколько.

CaCO3 (t)= CaO + CO2↑

Cоединение  — реакция, в результате которой  из нескольких в-в получается  одно.

Fe+S=FeS

Обмен — реакция между сложными в-вами, в результате которой они обмениваются своими составными частями.

HCl + NaOH — NaCl + H2O

Замещение — в неорганической химии к  такому типу относят реакцию, в которую  вступает сложное в-во и простое. В результате этой реакции образуется новое простое и сложное в-ва.

2Na+2H2O=H2+2NaOH

В зависимости от теплового эффекта  реакции подразделяют на экзотермические  и эндотермические.

Экзотермическими  называют реакции, протекающие с  выделением энергии

2Mg+O2=2MgO+Q

Реакции, сопровождающиеся поглощением энергии, называют эндотермическими

CaCO3=CaO+CO2-Q

Реакции разложения обычно протекают с поглащением  энергии, а присоеденения — с  выделением.

Окислительно-восстановительными называют реакции, в результате которых  некоторые элементы, входящие в состав исходных в-в и продуктов, меняют свои степени окисления. Например окисление меди:

2Cu⁰+O₂⁰=2Cu²⁺O^2-

Каталитические  и некаталитические реакции. Реакции, идущие с участем катализаторов, называются каталитическими. Пример такой  реакции — разложение пероксида водорода (протекает быстрее в присутствии MgO2)

2H2O2=2H2O+O2↑

Необратимые и обратимые реакции. Необратимые  реакции протекают до полного  превращения исходных в-в в продукты BaCl2+H2SO4=BaSO4↓+2HCl

Признаками  необратимости реакций в растворах является образоваие осадка газа или воды.

Обратимые реакции протекают как в сторону  получения исходных в-в 2CO+O2↔2CO2.

 

№9 По изменению степени окисления различают реакции окислительно-восстановительные и реакции, идущие без изменения степеней окисления.

Реакции протекающие с изменением степение окисления, называют окислительно-восстановительными реакциями.

2Na⁰+S⁰=Na₂⁺¹S^-2

Na⁰-e→Na⁺¹  окисление  2

                                          2

 

S⁰+2е→S^-2  восстановление        1

Частица, которая в ходе окислительно-восстановительного процесса отдает электроны, называется восстановителем. Процесс отдачи — окисление. Восстановитель свою степень окисления повышает. Частица, принимающая эл — окислитель, он восстанавливается и понижает степень окисления. Число эл, отданых восстановителем, должно равняться числу эл, принятых окислителем.

В составе сложных в-в элементы могут иметь разные степени окисления. От этого зависит, окислителем или  восстановителем является в-во. Так  азотная кислота является окислителем. В состав азотной кислоты входит азот, имеющий степень окисления +5, который в процессе окислительно-восстановительной реакции может только понижать свою степень окисления, принимая эл. Сероводород — восстановитель за счет атома S со степенью окисл -2.

Типичными окислителями явл О2, перманганат калия Kmn(+7)O4 и др.

Восстановительные св-ва проявляют металлы, в большинстве  случаев Н2, аммиак и др.

Окс-восстан  реакции играют важную роль в жизни  человека. К ним относятся процессы дыхания, горения, ржавления и др.

 

№10 Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то реакции в них происходят не между молекулами, а между ионами. Если смешать растворы 2 диссоциирующих в-в, то (+) заряженные ионы взаимодействуют с ионами, заряж (-)

Одно  из образующих в-в является малодиссоц. Это может быть осадок, газ или вода.

AgNO3+NaCl=NaNO3+AgCl↓

Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2↑+H2O

Образующиеся  в-ва сильные электролиты. Они хорошо растворимы в воде и полностью  диссоц на ионы.

BaCl2+2NaOH=Ba(OH)2+2NaCl

Ba(2+)+2Cl(-)+2Na(+)+2OH(-)=Ba(2+)+2OH(-)+2Na(+)+2Cl(-)

Все участвующие в реакции в-ва находятся  в виде ионов. Связывание их с образованием нового в-ва не происходит, поэтому  реакция в этом случае практически  не осуществима.

Приведенные примеры свидетельствуют о том, что необходимыми условиями протекания реакций ионного обмена до конца явл образов осадка, выделение газа, образ малодиссоц молекул воды.

Отличительной особенностью реакций ионного обмена от окисл-восстан рекций является то, что они протекают без изменения  степ окис, участвующих в реакции частиц.

 

 

 

 

№11 Кислота — сложное в-во, состоящее из ионов водорода и кисл остатка. Кислоты по числу ионов Н делятся на одноосновные, двухосновные и трехосновные, а по наличию О2 — на кислород содержащие и бескислородные. Все кисл при растворении в воде образуют ионы Н _ НС1↔Н(+)+С1(-)

Из  хим свойств кисл рассм 1 изменение  окраски индикаторов: лакмус в кисл среде — краный; Взаимодействие с мет Zn+HCl= ZnCl2+H2↑; Взаимодействие с  основными оксидами CuO+H2SO4=CuSO4+H2O; Взаимодействие с основаниями NaOH+HCl=NaCl+H2O _ Fe(OH)2+H2SO4=FeSO4+2H2OВзаимодействие с солями Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2↑+H2O

 

№12 Амфотерность — способность некоторых хим элементов и их соед в зависимости от условий проявлять либо основные, либо кислотные свойства.

В пределах каждого периода элементы со свойствами металлов сменяются элементами, которые проявляют св-ва как металлов, так и немет. Соед этих элементов назыв амфотерными, например цинк, бериллий, алюминий и др.