Как изображать графические формулы химия

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

4. Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей, если в результате образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль. Например:

5. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду.

2Fе(ОН)₃ Fе₂О₃ + ЗН₂О.

6. Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, которые образуют амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al и др.).

1. Получение растворимых оснований:

а) взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

б) взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с

2. Получение нерастворимых оснований действием щелочей на растворимые соли металлов:

Кислоты ‑ сложные вещества, при диссоциации которых в воде, образуются ионы водорода (гидроксония) и никаких других катионов.

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием ионов Н + (вернее H₃O + ), которые образуются в результате электролитической диссоциации молекул кислот:

1. Кислоты одинаково изменяют цвет индикаторов (табл. 7).

2. Кислоты взаимодействуют с основаниями. Например:

3. Кислоты взаимодействуют с основными оксидам:

4. Кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами:

5. Кислоты взаимодействуют с некоторыми средними солями с образованием новой соли и новой кислоты, реакции возможны в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль или более слабая (или более летучая) кислота, чем исходная. Например:

6. Кислоты взаимодействуют с металлами. Характер продуктов этих реакций зависит от природы и концентрации кислоты и от активности металла. Например, разбавленная серная кислота, хлороводородная кислота и другие кислоты‑неокислители взаимодействуют с металлами, которые находятся в электрохимическом ряду напряжения левее водорода. В результате реакции образуются соль и газообразный водород:

Кислоты-окислители (концентрированная серная кислота, азотная кислота HNO₃ любой концентрации) взаимодействуют и с металлами, стоящими в ряду напряжения после водорода с образованием соли и продукта восстановления кислоты. Например:

1. Бескислородные кислоты получают путем синтеза из простых веществ и последующим растворением продукта в воде.

2. Оксокислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой.

3. Большинство кислот можно получить взаимодействием солей с кислотами.

Источник

Теоретический материал по химии на тему «Графические формулы неорганических соединений» (11 класс)

Данная разработка позволяет научиться составлять графические формулы неорганических веществ: оксидов, оснований, амфотерных гидроксидов, кислот и солей.

Просмотр содержимого документа
«Теоретический материал по химии на тему «Графические формулы неорганических соединений» (11 класс)»

Очень часто формулы молекул оксидов, оснований, кислот, амфотерных гидроксидов и солей изображают графически. Для этого необходимо знать валентность каждого элемента, входящего в состав молекулы. Валентность элементов изображается черточками. Число черточек, отходящих от химического знака элементов, равно его валентности, например, Н , О =, Al  и т.д.

Так как в молекуле свободные валентности отсутствуют, то надо так составить формулу, чтобы число черточек одного элемента соответствовало числу черточек другого элемента. Валентность разных атомов в молекуле взаимонасыщенна (отсутствуют свободные черточки), например, оксид натрия Na₂O, в котором натрий одновалентен, а кислород двухвалентен.

Тогда графическая формула оксида имеет вид:

От атома кислорода отходят две черточки, от каждого атома натрия – по одной.

Графическая формула оксида алюминия Al₂O₃ имеет вид:

Алюминий трехвалентен, а кислород двухвалентен. От каждого атома алюминия отходят три черточки, от атома кислорода – две.

Графические формулы оснований

гидроксид калия гидроксид бария гидроксид алюминия

В молекуле оснований атомы водорода связаны с кислородом.

Графические формулы кислот

В молекулах кислородосодержащих кислот атомы водорода, способные замещаться металлом, связаны с атомом неметалла через кислород:

H – O

Н – O – N = О Н – О – C – О – Н H – О – P = O

азотная кислота угольная кислота ортофосфорная кислота

В состав уксусной кислоты СН₃СООН входят четыре атома водорода, но только один из них связан с кислородом, поэтому в уксусной кислоте только один атом водорода, соединенный с атомом кислорода, способен замещаться атомом металла:

Графические изображения солей

Графическое изображение формул средних и особенно кислых солей часто вызывает затруднения. При их составлении нужно сначала написать графическое изображение формулы кислоты и затем заменить в ней полностью (нормальная соль) или частично (кислая соль) атомы водорода атомами металла. Если в молекулу соли входит несколько кислотных остатков, например, Mg(NO₃)₂, то нужно писать рядом столько формул кислоты, сколько кислотных остатков входит в молекулу соли, и заменить в них полностью атомы водорода атомами металла.

Графическая формула средней (нормальной) соли Mg(NO₃)₂ имеет вид:

Источник

Электронная и электронно-графическая формула

Что такое электронная и электронно-графическая формула

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.

Составление электронной и электронно-графической формулы

При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.

Согласно правилу Клечковского, заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n:

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда: в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, что наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул.

Электронно-графические формулы обычно изображают для валентных электронов. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а ячейками (квадратиками) – орбитали. В одной ячейке не может находиться более двух электронов. Рассмотрим на примере ванадия. Сначала записываем электронную формулу и определяем валентные электроны:

Внешний энергетический уровень атома вольфрама содержит 6 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Примеры решения задач

Электронная формула алюминия выглядит следующим образом:

На внешнем энергетическом уровне алюминия находится три электрона, все электроны 3-го подуровня. Электронно-графическая формула имеет следующий вид:

Электронная формула хлора выглядит следующим образом:

На внешнем энергетическом уровне атома хлора находится семь электронов, все они считаются валентными. Электронно-графическая формула имеет следующий вид:

Источник

Номенклатура неорганических соединений. Графические формулы

По единым номенклатурным правилам, разработанным в комиссиях Международного союза теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) в 1979 г., рекомендуется называть неорганические соединения слева направо в именительном падеже, хотя в традициях русской номенклатуры принято называть сначала электроотрицательную составляющую соединения (анион), а затем – электроположительную (катион) в родительском падеже.

Стехиометрические отношения элементов в соединениях можно выражать тремя способами:

1. С помощью приставок из греческих числительных.

Для обозначения числа атомов одинаковых элементов в молекулах простых и сложных веществ употребляют приставки из греческих числительных:

Для обозначения количества сложных групп атомов (кислотные остатки кислородсодержащих кислот) употребляют латинское «бис», греческие «трис», «тетракис», а группу атомов, к которой они относятся, заключают в круглые скобки.

Примеры: Н₂ – диводород, О₃ – трикислород, Р₂О₅ – дифосфор пентаоксид, FeCl₂ – железо дихлорид, Ca(NO₃)₂ – кальций бис(нитрат), Fe₂(CO₃)₃ – дижелезо трис(карбонат).

2. По системе Штока

После названия элемента в круглых скобках римской цифрой указывают его степень окисления.

Примеры: FeCl₃ – железо (III) хлорид, Mn₂O₇ – марганец (VII) оксид.

3. По системе Эвенса-Бассета.

После названия иона в круглых скобках пишут его заряд арабской цифрой и знак заряда.

Примеры: Cu(NO₃)₂ – медь (2+) нитрат, FeCl₃ – железо (3+) хлорид.

Систему Эвенса-Бассета используют чаще всего в названиях комплексных соединений.

Графические формулы

При написании графических (структурных) формул соединений необходимо соблюдать 2 правила:

1. Каждая связующая электронная пара (связь) между атомами обозначается черточкой (штрихом). Число черточек соответствует степени окисления элемента, взятой по абсолютной величине.

2. «Электроположительные» атомы могут соединяться только с «электроотрицательными» (имеющими отрицательную степень окисления).

Оксиды

Формулы	Названия по номенклатуре с приставками и по Штоку	Графические формулы
MnO2	марганец диоксид марганец (IV) оксид	O=Mn=O
N2O3	диазот триоксид азот (III) оксид	O=N–O–N=O
N2O5	диазот пентаоксид азот (V) оксид

Формулы	Названия по номенклатуре с приставками и по Штоку	Графические формулы
Mg(OH)2	магний дигидроксид магний (II) гидроксид
Al(OH)3	алюминий тригидроксид алюминий (III) гидроксид

Основные правила названий кислот и их анионов приведены в теоретическом разделе, посвященном классам неорганических соединений. Ниже приведены названия некоторых, не вошедших в список ранее названных, кислот и их анионов, а также графические формулы наиболее распространенных кислот

угольная серная сернистая азотная

фосфорная хромовая дихромовая пирофосфорная

перхлорная пермарганцовая метесурьмяная

Сначала называется электроположительная составляющая солей (катион) в именительном падеже, а затем – электроотрицательная (анион).

Примеры (номенклатура с приставками из греческих числительных и по системе Штока):

Fe2S3	дижелезо трисульфид, железо (III) сульфид
Ca3(PO4)2	трикальций бис(фосфат), кальция (II) фосфат
Al2(CO3)3	диалюминий трис(карбонат), алюминий (III) карбонат

В названии солей, содержащих не полностью замещенный в кислоте водород, перед названием кислотного остатка без пробела называется слово «водород» с указанием, в случае необходимости, числа его атомов.

Основные и оксидные соли

В названиях солей, содержащих одну или несколько групп ОН, после названия металла употребляется слово «гидроксид» с указанием числа гидроксидных групп, принадлежащих одному атому металла, а затем следует название аниона.

Примеры выполнения контрольных заданий № 3 и № 4

Пример 1. Осуществите превращения согласно предложенной схеме:

Ca₃(PO₄)₂

4. 4P + 5O₂ (изб) 2P₂O₅

Пример 2. Покажите взаимную связь между соединениями с помощью химических уравнений.

а)

б)

в)

Примечание: ОВР уравняйте одним из методов – МЭБ или МПР.

Пример 3. К растворам каждого из веществ Zn(NO₃)₂, NaOH, H₂CO₃, Be(OH)₂ добавили избыток калий гидроксида. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций.

Zn 2+ + 2NO₃ – + 4K + + 4OH – ® 2K + + 2NO₃ – + 2K + + ZnO₂ 2– + 2H₂O

или Be(OH)₂ + 2KOH (изб.) K₂[Be(OH)₄]

Пример 4. Подберите по 2 молекулярных уравнения для реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

Ba 2+ + 2OH – + 2Na + + CO₃ 2– ® BaCO₃ + 2Na + + 2OH –

Ca 2+ + 2OH – + 2Na + + SiO₃ 2– ® CaSiO₃ + 2Na + + 2OH –

Ca 2+ + 2Cl – + 2K + + SiO₃ 2– ® CaSiO₃¯ + 2K + + 2Cl –

Пример 5. Смесь CaO и CaSO₃ массой 80 г обработали раствором соляной кислоты. При этом выделилось 7,84 л газа (н.у.). Определите массовую долю в % CaO в смеси.

Оба компонента смеси взаимодействуют с кислотой:

но т.к. газ (SO₂) выделяется во второй реакции, то можно составить пропорцию

, решая которую найдем массу CaSO₃

Тогда

Ответ: массовая доля CaO в смеси составляет 47,5%.

Пример 6. Через раствор, содержащий 10 г NaOH попустили H₂S массой 20г. Какая соль образовалась при этом? Определите ее массу.

При взаимодействии NaOH с H₂S возможны две реакции:

Для выбора идущей реакции необходимо выяснить количества реагирующих веществ NaOH и H₂S и определить, какое из них находится в недостатке.

моль

моль

Из сравнения n(NaOH) и n(H₂S) следует, что NaOH находится в недостатке, поэтому пойдет первая реакция, для которой нужно меньше вещества NaOH.

Для нахождения массы соли NaHS составим пропорцию:

, откуда

(г)

Исходя из того, что по уравнению реакции 1 n(NaOH) = n(NaHS), можно вычислить m(NaHS) по формуле:

г.

Ответ: образуется кислая соль NaHS, ее масса равна 14 г.

Пример 7. Какая соль образуется при пропускании всего углерод (IV) оксида, получившегося при сжигании метана объемом 2,24 л. (н.у.) через раствор объемом 19,1 мл с массовой долей натрий гидроксида 32% (ρ=1,35 г/мл)? Определите массовую долю (в %) соли в полученном растворе.

Уравнение реакции горения метана:

При пропускании углекислого газа через раствор щелочи можно предположить образование средней соли:

Расчет количества вещества реагентов:

моль;

Из уравнения (1) следует, что n(CH₄) = n(CO₂) = 0,1 моль. Для нахождения n(NaOH) необходимо рассчитать массы раствора и вещества NaOH.

г

г

моль

Из уравнения (2) следует, что n(CO₂):n(NaOH) = 1:2. Рассчитанные количества CO₂ и NaOH находятся в эквивалентных количествах, т.е. 1:2, поэтому образуется средняя соль Na₂CO₃.

г.

г.

В результате пропускания углекислого газа через раствор щелочи масса раствора увеличилась на массу CO₂:

25,78 г + 4,4 г = 30,18 г.

Ответ: образуется средняя соль Na₂CO₃, ее массовая доля равна 35,1%.

Пример 8. Rp.: Ag. Plumbi 50,0

Ag. Destill. аd. 100,0

Рассчитать массовую долю борной кислоты в примочке.

Решение: В данном рецепте в 100 г раствора содержится 2 г H₃BO₃, следовательно, ее массовая доля составляет 0,02 или 2%.

Ответ: массовая доля 2%.

Контрольное задание № 3

1. Классификация сложных веществ. Основания. Сравнительная характеристика щелочей и амфотерных гидроксидов. Их получение и свойства.

2. К растворам каждого из веществ: Mn(NO₃)₂, Cr(OH)₃, H₂CO₃, CaCl₂, NH₄OH добавили избыток натрий гидроксида. Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций.

3. Подберите по 2 молекулярных уравнения для реакций, которые выражаются следующими ионно-молекулярными уравнениями:

4. В растворах данных солей укажите реакцию среды: NaSCN, ZnSO₄, Na₂CuO₂. Для гидролизующихся солей приведите молекулярные и ионные уравнения.

5. Допишите реакции образования К.С., назовите продукты, составьте выражения для К_нест. комплексных ионов:

а)

б)

6. Уравняйте ОВР, пользуясь ионно-электронным методом:

7. Покажите взаимную связь между соединениями с помощью химических уравнений:

а) K ® KOH ® K₂S ® KHS ® K₂S ® KCl ® K

8. Смесь железа и цинка в количестве 15 г обработали раствором калий гидроксида. При этом выделилось 3,2 л газа (при н.у.). Определите процентный состав смеси.

9. Биороль элементов подгруппы цинка. Токсические свойства соединений кадмия и ртути. Применение в медицине и фармации.

10. Напишите эмпирические и графические формулы солей, дайте вторые названия с приставками из греческих числительных:

а) медь (II) гидроксид сульфат

б) стронций (II) водород(орто)арсенит.

Контрольное задание № 4

1. Укажите степени окисления (С.О.) элементов IVA-группы. Как изменяются К.О. и О.В. свойства с ростом величины С.О. Приведите примеры реакций. Укажите токсичные соединения и применение в медицине соединений углерода, кремния, олова и свинца.

2. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) HCl ® Cl₂ ® KClO ® KCl ® AgCl ® [Ag(NH₃)₂]Cl ® AgCl

3. Допишите и уравняйте ОВР, пользуясь МПР; укажите окислитель и восстановитель:

4. Напишите уравнения всех возможных реакций между веществами, взятыми попарно: K₂O, P₂O₅, Ba(OH)₂, H₂SO₄, KI, Pb(NO₃)₂. Уравнения реакций, протекающих в растворах, изобразите в сокращенной ионной форме.

5. Напишите уравнения реакций гидролиза солей Na₂B₄O₇ и Sn(NO₃)₄ в молекулярной и ионной формах. Укажите реакцию среды.

6. Допишите реакции образования К.С., назовите продукты реакций:

а) б)

7. Какую массу раствора с массовой долей фосфорной кислоты 40% можно получить из фосфорита массой 100 кг с массовой долей Ca₃(PO₄)₂ 93%?

8. Остаток, полученный после термического разложения хлората калия в присутствии оксида марганца (IV), растворили в воде. К раствору добавили избыток раствора AgNO₃, получив осадок массой 57,4 г. Какой объем кислорода выделился при разложении хлората (н.у.)?

D.S. По 2 столовые ложки через каждые 5-10 минут.

Рассчитайте дозу тиосульфата натрия на прием (масса раствора в столовой ложке 15 г).

10. Напишите эмпирические и графические формулы, дайте названия по номенклатуре с приставками из греческих числительных:

а) цинк (II) водородсульфид

б) алюминий (III) дигидроксид фосфат.

Студент должен уметь:

1. Самостоятельно работать с учебной и справочной литературой по общей и неорганической химии.

2. Владеть основными приемами и техникой выполнения экспериментов по общей и неорганической химии.

3. Пользоваться основными неорганическими реактивами, растворителями и химической посудой.

4. Правильно использовать номенклатуру неорганических соединений.
5. Рассчитывать основные энергетические характеристики химических процессов.
6. Готовить растворы с заданной концентрацией растворенных веществ.
7. Прогнозировать возможность образования осадков при смешивании растворов с известной концентрацией растворенных веществ.

Студент должен знать:

1. Цели, задачи общей и неорганической химии, пути и способы их решения.
2. Роль и значение методов общей и неорганической химии в фармации, в практической деятельности провизора, исследователя в области фармации.
3. Основные разделы общей и неорганической химии. Основные понятия и методы общей и неорганической химии.

4. Основные этапы развития общей и неорганической химии, ее современное состояние.

5. Связь свойств соединений с положением составляющих их элементов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.
6. Пути расчета энергетических характеристик химических процессов, определение направления и глубины их протекания, способы расчета химических равновесий по известным исходным концентрациям и константе равновесия.

7. Основу теории строения неорганических веществ, теории химической связи.
8. Основные свойства химических элементов и их соединений.

9. Основные типы неорганических соединений.

10. Современную номенклатуру неорганических соединений.

11. Основные литературные источники и справочную литературу по общей и неорганической химии.

12. Основные правила охраны труда и техники безопасности при работе в химической лаборатории.

Вопросы к экзамену по неорганической химии

(1 курс фарм.ф-та СибГМУ, заочная форма обучения).

1. Строение атома; строение ядра; элементарные частицы. Изотопы.

2. Электронное строение атома. Главное и орбитальное квантовые числа.

3. Магнитное и спиновое квантовые числа.

4. Электронные формулы атомов. Валентные электроны. Принцип Паули.

5. Электронно-графические схемы атомов. Правило Гунда.

6. Периодический закон Д.И. Менделеева. Периодическая система и ее структура: периоды (большие и малые); группы, подгруппы.

7. Изменение металлических и неметаллических свойств элементов по периодам и группам. Деление элементов на семейства: s-, p-, d-, f-.

8. Механизм образования ковалентной связи (метод ВС). Насыщаемость и направленность; характер перекрывания орбиталей.

9. Ионная связь, ее свойства. Металлическая связь.

10. Характеристики химических связей: энергия, длина, валентный угол, полярность. Водородная связь.

11. Понятие скорости химической реакции. Химическое равновесие.

12. Основные положения теории строения комплексных соединений. Понятия: центральный ион, лиганды, комплексный ион, внешняя сфера.

13. Классификация комплексных соединений, номенклатура. Химические свойства комплексных соединений.

14. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости. Способы получения комплексных соединений.

15. Электронная теория окислительно-восстановительных реакций Л.В.Писаржевского. Типичные окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.

16. Понятие растворов; их классификация по различным признакам. Растворимость газообразных, жидких и твердых веществ.

17. Механизм растворения электролитов. Диссоциация кислот, оснований и солей.

18. Степень диссоциации, факторы, влияющие на ее величину; сильные и слабые электролиты.

19. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатель, рН растворов сильных и слабых кислот и оснований.

20. Гидролиз солей. Степень гидролиза; факторы, влияющие на ее величину.

21. Водород. Водород пероксид. Их химические свойства.

22. Щелочные и щелочно-земельные металлы, их химические свойства.

23.Основные химические свойства d-элементов.

24.Азот, его соединения. Азотная кислота, ее химические свойства.

25.Сера, ее соединения. Серная кислота, ее химические свойства.

Источник

• ← Searchband exe что это
• Santoprene что за материал →