Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции.
Билет № 23
1. Окислительно – восстановительные реакции. Процессы окисления и восстановления. Окислительно - восстановительные реакции в промышленности, природе, повседневной жизни.
Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, сопровождающиеся переходом электронов от одних атомов или ионов к другим, другими словами – это реакции, в результате которых изменяются степени окисления элементов. Степень окисления – это заряд атома элемента в соединении, вычисленный из условного предположения, что все связи в молекуле являются ионными. Степень окисления принято указывать арабской цифрой над символом элемента со знаком плюс или минус перед цифрой. Например, если связь в молекуле HCl ионная, то водород и хлор ионы с зарядами (+1) и (–1), следовательно . Для того чтобы рассчитать степень окисления любого элемента, необходимо пользоваться следующими правилами:
Окисление и восстановление.Окислением называется отдача электронов, в результате чего степень окисления элемента повышается. Восстановлением называется присоединение электронов, в результате чего степень окисления элемента понижается. Окислительные и восстановительные процессы тесно связаны между собой, так как химическая система только тогда может отдавать электроны, когда другая система их присоединяет (окислительно-восстановительная система). Присоединяющая электроны система (окислитель) сама восстанавливается (превращается в соответствующий восстановитель), а отдающая электроны система (восстановитель), сама окисляется (превращается в соответствующий окислитель). Пример 1. Рассмотрим реакцию: Число электронов, отдаваемых атомами восстановителя (калия), равно числу электронов, присоединяемых молекулами окислителя (хлора). Поэтому одна молекула хлора может окислить два атома калия. Уравнивая число принятых и отданных электронов, получаем: К типичным окислителямотносят:
К типичным восстановителям относят:
Окислительно-восстановительная двойственность.Соединения высшей степени окисления, присущей данному элементу, могут в окислительно-восстановительных реакциях выступать только в качестве окислителей, степень окисления элемента может в этом случае только понижаться. Соединения низшей степени окисления могут быть, наоборот, только восстановителями; здесь степень окисления элемента может только повышаться. Если же элемент находится в промежуточной степени окисления, то его атомы могут, в зависимости от условий, принимать электроны, выступая в качестве окислителя или отдавать электроны, выступая в качестве восстановителя. Так, например, степень окисления азота в соединениях изменяется в пределах от (– 3) до (+5) (рисунок 1): NH3, NH4OH только восстановители HNO3, соли HNO3 только окислители Соединения с промежуточными степенями окисления азота могут выступать в качестве окислителей, восстанавливаясь до низших степеней окисления, или в качестве восстановителей, окисляясь до высших степеней окисления Рисунок 1 – Изменение степени окисления азота Метод электронного балансауравнивания окислительно-восстановительных реакций заключается в выполнении следующего правила: число электронов, отданных всеми частицами восстановителей, всегда равно числу электронов, присоединенных всеми частицами окислителей в данной реакции. Пример 2. Проиллюстрируем метод электронного баланса на примере окисления железа кислородом: . Fe0 – 3ē = Fe+3 – процесс окисления; O2 + 4ē = 2O–2 – процесс восстановления. В системе восстановителя (полуреакция процесса окисления) атом железа отдает 3 электрона (Приложение А). В системе окислителя (полуреакция процесса восстановления) каждый атом кислорода принимает по 2 электрона – в сумме 4 электрона. Наименьшее общее кратное двух чисел 3 и 4 равно 12. Отсюда железо отдает 12 электронов, а кислород принимает 12 электронов: Коэффициенты 4 и 3, записанные левее полуреакций в процессе суммирования систем, умножаются на все компоненты полуреакций. Суммарное уравнение показывает, сколько молекул или ионов должно получиться в уравнении. Уравнение составлено верно, когда число атомов каждого элемента в обеих частях уравнения одинаково. Реакции окисления-восстановления делятся на следующие типы:
Реакции межмолекулярного окисления-восстановления – это реакции, когда окислитель находится в одной молекуле, а восстановитель – в другой. Пример 5. При окислении гидроксида железа во влажной среде происходит следующая реакция: 4 Fe(OH)2 + OH– – 1ē = Fe(OH)3 – процесс окисления; 1 О2 + 2Н2О + 4ē = 4OH– – процесс восстановления. Для того чтобы убедиться в правильности записи электронно-ионных систем необходимо произвести проверку: левая и правая части полуреакций должны содержать одинаковое количество атомов элементов и зарядность. Затем, уравнивая количество принятых и отданных электронов, суммируем полуреакции: 4Fe(OH)2 + 4OH– + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3 + 4OH– 4Fe(OH)2 + O2 +2H2O = 4Fe(OH)3 Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования)– это реакции, в ходе которых часть общего количества элемента окисляется, а другая часть – восстанавливается, характерно для элементов, имеющих промежуточную степень окисления. Пример 6. При взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной и хлорноватистой (НСlО) кислот: Здесь и окисление и восстановление претерпевает хлор: 1 Cl2 + 2H2O – 2ē = 2HClO +2H+ – процесс окисления; 1 Cl2 + 2ē = 2Cl– – процесс восстановления. 2Cl2 + 2H2O = 2HClO + 2HCl Пример 7. Диспропорционирование азотистой кислоты:
В данном случае окисление и восстановление претерпевает в составеHNO2: Суммарное уравнение: HNO2 + 2HNO2 + H2O + 2H+ = NO + 3H+ + 2NO + 2H2O 3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления– это процесс, когда одна составная часть молекулы служит окислителем, а другая – восстановителем. Примерами внутримолекулярного окисления-восстановления могут быть многие процессы термической диссоциации. Пример 8. Термическая диссоциация NH4NO2:
Здесь ион NH окисляется, а ион NO восстанавливается до свободного азота: 1 2NH – 6 ē = N2 + 8H+ 1 2NО + 8Н+ + 6 ē = N2 + 4H2O 2NH + 2NO + 8H+ = N2 + 8H+ + N2 + 4H2O 2NH4NO2 = 2N2 + 4H2O Энергетика окислительно-восстановительных реакций.Условием самопроизвольного протекания любого процесса, в том числе и окислительно-восстановительной реакции является неравенство ∆G < 0, где ∆G – энергия Гиббса и чем меньше ∆G, т.е. чем больше его отрицательное значение, тем более реакционноспособнее окислительно-восстановительная система. Для реакций окисления-восстановления: ∆G = –n·F·ε, где n – число электронов, передаваемое восстановителем окислителю в элементарном акте окисления-восстановления; F – число Фарадея; ε – электродвижущая сила (Э.Д.С.) окислительно-восстановительной реакции. Электродвижущая сила окислительно-восстановительной реакции определяется разностью потенциалов окислителя и восстановителя: ε = Еок – Ев, В стандартных условиях: ε° = Е°ок – Е°в. Итак, если условием самопроизвольного протекания процесса является неравенство ∆G° < 0, то это возможно, когда n·F·ε° > 0. Если n и F числа положительные, то необходимо, чтобы ε° > 0, а это возможно, когда Е°ок > Е°в. Отсюда следует, что условием самопроизвольного протекания окислительно-восстановительной реакции является неравенство Е°ок > Е°в. Пример 11.Определите возможность протекания окислительно-восстановительной реакции: Определив степени окисления элементов, изменяющих степень окисления, запишем полуреакции окислителя и восстановителя с указанием их потенциалов: Сu – 2ē = Сu2+ Е°в = +0,34 В 2Н+ + 2ē = Н2 Е°ок = 0,0 В Из полуреакций видно, что Е°ок < Е°в, это говорит о том, что рассматриваемый процесс термодинамически невозможен (∆G°> 0). Данная реакция возможна только в обратном направлении, для которого ∆G° < 0. Окислительно-восстановительные процессы — одни из важнейших процессов природы. Эти реакии относятся к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. К ним относятся: основные процессы жизнедеятельности — дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниения и брожения, фотосинтез в зеленых частях растений. Например, в процессе фотосинтеза из углекислого газа и воды под действием света образуются органические вещества и выделяется кислород: 6СО2 + 6Н2О → С6Н12О6 + О2. основные процессы в природе: колоообиг элементов в природе, процессы коррозии, сгорания веществ, извержение вулкана с образованием серы, связывание атмосферного азота касанием ходе грозовых разрядов, потемнение серебряных вещей; Окислительно-восстановительные процессы в природе основные процессы черной и цветной металлургии: добыча металлов, кислот, щелочей, аммиака, и многие другие ценных продуктов, электрохимическое производство. Преобразование химической энергии в электрическую или тепловую энергию продуктов сгорания. Процессы, происходящие в гальванических элементах и аккумуляторах. На окислительно-восстановительных реакциях основаны методы объемного анализа в аналитической химии. Природоохранные мероприятия, борьба с вредителями сельского хозяйства, обеззараживания овощехранилищ и прочее; очистки различных веществ, природных и сточных вод, выхлопных газов и тому подобное.
2. Кальций и магний: положение в периодической системе и строение их атомов, нахождение в природе. Оксид и гидроксид, кальция, химические свойства, применение. Важнейшие соли кальция и магния. Понятие жесткости воды, методы ее устранения.
Кальций относится к распространенным элементам. По содержанию в земной коре занимает 5 место, на его долю приходится 3,4 % по массе. В природе соединения кальция можно встретить везде: из солей кальция образованы горные массивы и глинистые породы, он присутствует в речной и в морской воде, входит в состав растительных и животных организмов. В организме человека содержится до 1 кг кальция: в костях, в зубной эмали, в крови. Одно из самых распространенных соединений – карбонат кальция (CaCO3).Он образует минералы: мел, мрамор, известняк, ракушечник, кальцит, жемчуг, кораллы и много смешанных минералов. Встречаются в природе также гипс CaSO4∙ 2H2O, фосфориты и апатиты Ca3(PO4)2, флюорит CaF2. На территории Казахстана соединения кальция распространены повсеместно. Крупнейшие месторождения фосфоритов находятся в Каратау и в Актюбинской области. Гипс – в Жамбылской области. Цементные глины – около Шымкента, Семея. Магний по распространенности в природе занимает восьмое место. Он входит в состав почти двухсот минералов.Важнейшие из них: магнезит MgCO3, доломит MgCO3∙CaCO3, карналлит KCl∙MgCl2∙6H2O. В Казахстане имеются значительные запасы доломита и других минералов, особенно асбеста. Огромное количество магния содержится в водах океанов, морей и соленых озер. Атомы магния – составная часть молекулы хлорофилла зеленых растений. Без него невозможен процесс фотосинтеза, т.е. жизнь на нашей планете. В организме человека магний также необходим, при его недостатке нарушается работа сердечных мышц. Физические свойства Кальций – серебристо-белый легкий металл, его плотность (1,55 г/см3) близка к плотности щелочных металлов, однако кальций – более твердый металл, на воздухе кальций быстро покрывается пленкой, его хранят под керосином. Магний – белый металл, на воздухе быстро покрывается оксидной пленкой, поэтому становится матовым. Магний достаточно пластичен, легко поддается прокатке и ковке. Химические свойства По химической активности кальций немного, а магний значительно уступают щелочным металлам. В химических реакциях они – активные восстановители. Уже при обычной температуре они взаимодействуют с галогенами Mg + Cl2 = MgCl2 При нагревании кальций и магний окисляются серой, азотом и другими неметаллами. Ca + S = CaS 3Mg + N2 = Mg3N2 Кальций при нагревании на воздухе загорается, а затем внесенный в чистый кислород горит ярким пламенем с образованием белого дыма – частиц оксида кальция:2Ca + O2 = 2CaO Если поджечь на воздухе порошок магния или тонкую магниевую пластинку, то горение происходит с ослепительной вспышкой. При нагревании в струе водорода кальций образует гидрид Ca + H2 = CaH2 Магний непосредственно с водородом не взаимодействует. Как и щелочные металлы, кальций бурно реагирует с водой, вытесняя из нее водород Ca + 2HOH = Ca(OH)2 + H2 Mg + H2O = MgO + H2 Металлы кальция и магния могут окисляться водород кислот: Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 Благодаря большой химической активности металлический кальций и магний восстанавливают многие металлы из их оксидов и хлоридов: это свойство используется для Ti, Zr, V, U. TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2 Получение Кальций и магний получают в промышленности так же, как и щелочные металлы, - электролизом расплава солей CaCl2 = Ca + Cl2 Применение Легкие и прочные сплавы магния широко применяются в авиации и машиностроении. Это сплавы электрон (Mg, Al, Zn, Mn), магналит. Добавка магния в чугун придает ему такиесвойста, как ковкость и прочность. Кальций также применяют для получения сплавов, например высокосортной стали. Сплавы кальция и свинца используются в производстве подшипников. Магниевые пластины используются в качестве протектора для защиты от коррозии кораблей и трубопроводов. Важнейшие соединения. Оксид кальция – белое тугоплавкое вещество. В технике CaO - называют негашеной известью. Получают при прокаливании известняка CaCO3 = CaO + CO2 Гидроксид кальция – малорастворим в воде, его насыщенный раствор часто используют в лабораториях под названием известковая вода. Щелочной раствор обнаруживается по окраске малиновой. В технике называют Ca(OH)2 – известковым молоком. Оксид магния MgO– (магнезия) – легкий, рыхлый порошок, белого цвета, легко впитывает воду. На этом свойстве основано применение в спортивной гимнастике. Нанесенный на ладони спортсмена порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда. Природные карбонаты магния – магнезит и доломит – широко применяется для изготовления огнеупорных и строительных материалов.
3. Написать уравнения реакции химических превращений органических соединений по схеме: C2H6 – C2H5CL– C2H4(OH)2– C2H4 Цепочка: этан-хлорэтан-этанол-этен C₂H6 + CL₂ = C2H5CL +HCL (галогенирование; алканов этан +хлор = хлорэтан +соляная кислота) С2Н5Cl + KOH = C2H5OH + KCl – обмена(хлорэтан + гидроксид калия = этанол +хлорид калия); С2Н5ОН = С2Н4 + Н2О – дегидратации происходит при нагревании в присутствии Н2SO4 (этанол=этен+вода) 4. Какое количество воды и какой объем оксида углерода (IV) при н. у. выделятся при сгорании 3 моль пропана? Дано: n (C₃H₈)=3моль.Vm=22,4л./моль Найти V(CO₂)-? Решение Записываем уравнение реакции горения пропана: C₃H₈ + 5O₂ =3CO₂ + 4H₂O +Q Анализируем уравнение реакции: при горении 1 моль пропана образуется 3 моль оксида углерода(IV), значит V(C3H8)=V(CO2) 1:3. Найдем объем пропана V(С3Н8)=n*Vm=3*22,4=67,2 л, так как оксида углерода требуется в три раза больше: V (CO₂)=67,2л* 3=201,6 л. Из уравнения реакция следует также отнощения между количеством веществ пропана и воды оно составляет 1:4, значит n(Н2О)=3*4=12 моль Ответ: 201,6л и 12моль.
Билет № 24
Алюминий, характеристика элемента по положению в периодической системе. Химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. Соединения алюминия в природе, его роль в технике.
Алюминий — элемент главной подгруппы III группы, третьего периода, с атомным номером 13. Алюминий – р-элемент. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия содержится 3 электрона, которые имеют электронную конфигурацию 3s23p1. Алюминий проявляет степень окисления +3. Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния). Простое вещество алюминий— лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Химические свойства алюминия При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2, HNO3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. При разрушении оксидной плёнки алюминий выступает как активный металл-восстановитель. 1. Алюминий легко реагирует с простыми веществами-неметаллами: 4Al + 3O2 = 2Al2O3 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3, 2Al + 3 Br2 = 2AlBr3 2Al + N2 = 2AlN 2Al + 3S = Al2S3 4Al + 3С = Al4С3 Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4 2. Алюминий реагирует с водой (после удаления защитной оксидной пленки): 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 Амфотерность. Амфотерность – это способность оксида или гидроксида элемента-металла проявлять одновременно основные и кислотные свойства. Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и щелочами, давая при этом метаалюминаты. 3. Алюминий вступает в реакцию со щелочами 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 2(NaOH•H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2 Сначала растворяется защитная оксидная пленка: Al2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]. Затем протекают реакции: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2, NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4], или суммарно: 2Al + 6H2O + 2NaOH = Na[Al(OH)4] + 3Н2, и в результате образуются алюминаты: Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия Так как для атома алюминия в этих соединениях характерно координационное число 6, а не 4, то действительная формула тетрагидроксосоединений следующая: Na[Al(OH)4(Н2О)2] 4. Алюминий легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2 При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия: 8Al + 15H2SO4(конц) = 4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 5. Алюминий восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия): 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe 2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr Алюминий, оксид алюминия, гидроксид алюминия По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах). Нкоторые из них: Бокситы — Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3) Нефелины — KNa3[AlSiO4]4 Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3 Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3) Корунд — Al2O3 Полевой шпат (ортоклаз) — K2O×Al2O3×6SiO2 Каолинит — Al2O3×2SiO2 × 2H2O Алунит — (Na,K)2SO4×Al2(SO4)3×4Al(OH)3 Берилл — 3ВеО • Al2О3 • 6SiO2 Алюминий, как наиболее легкий и пластичный металл, обладает широкой сферой использования. Он отличается устойчивостью к коррозии, имеет высокую электропроводность, а также легко переносит резкие температурные колебания. Еще одной особенностью является при контакте с воздухом появление на его поверхности особой пленки, которая защищает металл. Основные области применения алюминия и его сплавов Данный конструкционный металл имеет широкое распространение. В частности именно с его использования начали свою работу авиастроение, ракетостроение, пищевая промышленность и изготовление посуды. Благодаря своим особенностям алюминий позволяет улучшить маневренность судов за счет меньшей массы.
Конструкции из алюминия в среднем на 50% получаются легче, нежели аналогичные стальные изделия. Отдельно стоит упомянуть способность металла проводить ток. Такая особенность позволила сделать его главным конкурентом меди. Он активно применяется при производстве микросхем и в целом в области микроэлектроники. Наиболее популярными сферами использования можно назвать: · Авиастроение: насосы, двигатели, корпуса и прочие элементы; · Ракетостроение: как горючий компонент для ракетного топлива; · Судостроение: корпуса и палубные надстройки; · Электроника: провода, кабели, выпрямители; · Оборонное производство: автоматы, танки, самолеты, различные установки; · Строительство: лестницы, рамы, отделка; · Область ЖД: цистерны для нефтепродуктов, детали, рамы для вагонов; · Автомобилестроение: бампера, радиаторы; · Быт: фольга, посуда, зеркала, мелкие приборы; Широкое распространение объясняется преимуществами металла, однако есть у него и существенный недостаток – это невысокая прочность. Чтобы минимизировать его, в металл добавляется медь и магний. Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Обратимые и необратимые химические реакции. Химические реакции по изменению числа исходных и конечных веществ подразделяют на: 1. Реакции соединения - реакции, при которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество: NH3 + HCl = NH4Cl CaO + CO2 = CaCO3 2. Реакции разложения - реакции, в результате которых из одного вещества образуется несколько новых веществ: C2H5Br = C2H4 + HBr Hg(NO3)2 = Hg + 2NO2 + O2 3. Реакции замещения - реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают в молекулах других веществ: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 4. Реакции обмена - реакции, в результате которых два вещества обмениваются атомами или группировками атомов, образуя два новых вещества: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3 По обратимости реакции делят на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в двух противоположных направлениях, называются обратимыми, а, соответственно, протекающие только в одном направлении - необратимыми. При необратимых реакций продукты реакции уходят из сферы реакции (выпадают в осадок, выделяются в виде газа), образуются малодиссоциирующее соединения или выделяется большое количество энергии
3. Определите два органических вещества при помощи качественных реакций.
4. Сколько граммов ацетата натрия вступило во взаимодействие с серной кислотой при нагревании, если в результате было получено 0,2 моль уксусной кислоты? Дано n(CH3COOH)= 0,2 моль Найти m(CH3COONa)-? Решение Рассчитаем относительную молярную массу ацитата натрия М(CH3COONa)=2*Ач(С)+3*Ач(Н)+2*Ач(О)+Ач(Na)=2*12+3*1+2*16+23=82г/моль Определим массу, выразив ее из формулы для определения количества вещества n= m/M, m = n * M. m (CH3COONa)= 82г/моль*0,2 моль=16,4г. Ответ 16,4 г ацитата натрия.
Билет № 25 1. Генетическая связь между оксидами, основаниями, кислотами и солями. Привести примеры и составить уравнения реакций. Смотреть билет №5 и 21 Генетический ряд металлов бывает двух видов. 1. Генетический ряд металлов, которым в качестве гидроксида соответствует щелочь. Такой ряд может быть представлен подобной цепочкой превращений: металл → основной оксид → основание (щелочь) → соль Возьмем для примера генетический ряд кальция: Ca → CaO → Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2. 2. Генетический ряд металлов, которым соответствуют нерастворимые основания. В данном ряде больше генетических связей, т.к. он более полно отражает идею прямых и обратных превращений (взаимных). Такой ряд можно изобразить очередной цепочкой превращений: металл → основной оксид → соль → основание → основной оксид → металл. Возьмем для примера генетический ряд меди: Cu → CuO → CuCl2 → Cu (OH)2 → CuO → Cu. Генетический ряд неметаллов раскрывает взаимосвязь веществ различных классов, в основе которых лежит один и тот же неметалл. Давайте выделим еще две разновидности. 1. Генетический ряд неметаллов, которым в качестве гидроксида соответствует растворимая кислота, может быть изображен в виде следующей линии превращений: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль. Возьмем для примера генетический ряд фосфора: P → P2O5 → H3PO4 → Ca3(PO4)2. 2. Генетический ряд неметаллов, которым соответствует нерастворимая кислота, может быть изображен очередной цепочкой трансформаций: неметалл → кислотный оксид → соль → кислота → кислотный оксид → неметалл. Поскольку из рассмотренных нами кислот нерастворимой является исключительно кремниевая кислота, давайте рассмотрим в качестве примера генетический ряд кремния: Si → SiO2 → Na2SiO3 → H2SiO3 → H2SiO3 → SiO2 → Si. Итак, давайте подведем итоги и выделим самую основную информацию. Целосность и разнообразие химических веществ наиболее выражено изображены в генетической связи веществ, которая раскрывается в генетических рядах. Рассмотрим самые важные признаки генетических рядов: Вещества одного ряда должны быть образованы исключительно одним химическим элементом. Вещества, которые образованы одним и тем же элGenементом, должны относиться к разным классам химических веществ. Простое вещество → кислота → соль → соль. Вещества, которые образовывают генетический ряд элемента, должны быть скоординированы взаимопревра
Популярное: Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация... Генезис конфликтологии как науки в древней Греции: Для уяснения предыстории конфликтологии существенное значение имеет обращение к античной... ©2015-2020 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (1241)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |