Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

и ее типы
ч.2. Основные классы неорганических соединений

Екатеринбург 2019-20
Л-2 (ч.1,

2)

свойства:
ковалентная,
ионная,
металлическая,
водородная

2

в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы
3

общих электронных пар
4
Параметры и свойства ковалентной связи
Энергия связи характеризует

прочность химической связи.
Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь.
Насыщаемость. Способность атомов образовывать ограниченное число валентных связей. В соответствии с принципом Паули на перекрываемых орбиталях могут присутствовать не более двух электронов с противоположными спинами.
Направленность. Перекрываемые орбитали должны иметь одинаковую симметрию относительно межъядерной оси (вдоль σ-связей). Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы.
Полярность связи характеризует смещение связующего электронного облака в сторону более ЭО элемента
Образование кратных связей при дополнительном перекрывании атомных орбиталей (-связи).
Гибридизация - выравнивание электронных орбиталей по форме и энергии

2p3

связанных ими атомов
электроотрицательность (ЭО) — свойство оттягивать к себе

валентные электроны от других атомов

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной

Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с разной электроотрицательностью, называют полярной

H H

H Сl

8

Валентность определяется числом электронных орбиталей (свободных, заполненных или содержащих 1

неспаренный электрон), которые атом данного химического элемента затрачивает на образование химической связи с другим атомом.

характеристик атомных орбиталей разных подуровней при образовании химических связей.
В

результате появляются гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) были максимально удалены друг от друга.

11

1s2 2s2
BeF2
9F: 1s2 2s2 2p5

треугольник
13
5B: 1s2 2s2 2p1
9F: 1s2 2s2 2p5

Тетраэдр
14
6С: 1s2 2s2 2p2

притяжения
катионов к анионам
15
Кристаллическая решетка хлорида натрия,

состоящая из противоположно заряженных ионов натрия и хлорид-ионов

(или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов,

имеющих неподеленные электронные пары (F, О, N и реже Сl и S) другой молекулы (или ее части)


O H…..O H…..O H….

H H H

16

электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке

о п+
М — пе М

Схема образования металлической связи:

.

17

получение, свойства.

3. Кислоты, их классификация, получение, свойства.
Кислоты-окислители.

4. Основания, их классификация, получение, свойства.

5. Соли, их классификация, получение, свойства.

2

которых состоят из атомов разных элементов
(органические и неорганические)
3

C…
4

CaO BaO
CrO FeO NiO

7

SO3 оксид серы (VI)

CO2 оксид углерода (IV)
назвать:
P2O5
SiO2
N2O3
N2O5

Оксиды металлов со степенью окисления +6, +7
назвать:
СrO3
Mn2O7

8

+ 5O2 = 2P2O5
2. Горение бинарных соединений в

кислороде:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑
3. Термическое разложение гидроксидов:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
4. Термическое разложение солей кислородсодержащих кислот:
CaCO3 = CaO + CO2↑
2Cu(NO3 )2 = 2CuO + 4NO2↑ + O2↑
2FeSO4 = Fe2O3 + SO2 ↑ + SO3 ↑

10

Нерастворимые
NaOH, KOH, Ba(OH)2

Fe(OH)3, Ni(OH)2, Mg(OH)2

Сильные - щелочи Слабые
По кислотности
Однокислотные, двухкислотные; трехкислотные
NaOH Ba(OH)2 Fe(OH)3
,,,

12

– LiOH
K2O

– KOH
MgO – Mg(OH)2
CaO – Ca(OH)2
BaO – Ba(OH)2
CrO – Cr(OH)2
FeO – Fe(OH)2

13

H3AlO3 HAlO2

Cr(OH)3

HCrO2

Метаалюминиевая
кислота

Метахромистая
кислота

14

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ↑
Sr +

2H2O = Sr(OH)2 + H2↑

2. Растворение оксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде:
Na2O + H2O = 2NaOH
BaO + H2O = Ba(OH)2

3. Осаждение из растворов солей:
2KOH + MgSO4 = Mg(OH)2↓ + K2SO4
получение амфотерных гидроксидов:
3NH4OH + AlCl3 = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
2NaOH + ZnCl2 = Zn(OH)2↓ + 2NaCl

4. Электролиз водных растворов солей:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

15

+ H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
NaOH + CO2 = NaHCO3

2. Обменные реакции щелочей с солями:
2NaOH + FeCl2 = Fe(OH)2↓ 2NaCl
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4


3. Реакции c амфотерными гидроксидами и оксидами:
NaOH + Zn(OH)2 = Na2ZnO2 + 2H2O
2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

4. Термическое разложение нерастворимых оснований:
Cu(OH)2 = СuO + H2O

16

сернистая
H2CrO4 – хромовая
HMnO4 - марганцовая
H3PO4 - фосфорная
H2SiO3 – кремниевая
HClO4 –

хлорная
HClO3 – хлорноватая
HClO2 – хлористая
HClO – хлорноватистая

HCl –хлороводородная
HF - фтороводородная
HBr –бромоводородная
HI – иодоводородная
H2S – сероводородная
H2Sе – селеноводородная

17

Бескислородные
H2SO4, HNO3

HCl, HF, H2S

Одноосновные Двухосновные Трехосновные
HCl, HBr, HNO3 H2SO4, H2CO3 H3PO4

Сильные Средние Слабые
HBr, HCl, HNO3 H3PO4, HNO2 H2CO3,H2SiO3

18

– H2SO3
SO3 –

H2SO4
CO2 – H2CO3
P2O5 – H3PO4
SiO2 – H2SiO3
N2O3 – HNO2
N2O5 – HNO3
СrO3 – H2CrO4
Mn2O7 – HMnO4

19

галогенводорода в воде:
H2 + S= H2S
H2 + Cl2= HCl

2. Реакции

кислотных оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4

3. Взаимодействие солей с кислотами:

NaCN + HCl = NaCl + HCN (вытеснение более сильной кислотой)
NaCl + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl↑ (вытеснение менее летучей
кислотой)
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3 (образование осадка)

3. Окисление неметаллов азотной кислотой:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑
S + 2HNO3(конц.) = H2SO4 + 2NO↑
.

20

+ H2O (с растворимым основанием)
H2SO4 +Cu(OH)2(тв.) = CuSO4(раствор) + 2H2O

(с нерастворимым основанием)
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O (с основным оксидом)
H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O (с амфотерным оксидом)

H2SO4+ BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl (с солью с выпадением осадка)
H2SO4 +Na2SO3 = Na2SO4 + SO2↑ + H2O (с солью с выделением газа)

2. Реакции с металлами с выделением водорода:
Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2↑
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑

3. Окислительно-восстановительные реакции:
4HCl + MnO2 = MnCl2 + Cl2 + 2H2O кислота-восстановитель
2H2SO4 (конц.) + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O кислота-окислитель
2H2S + H2SO3 = 3S↓ + 3H2O одна кислота-восстановитель
другая-окислитель

21

Al(OH)2NO3

Двойные (смешанные)
KAl(SO4)2, Fe(NH4)2(SO4)2

Комплексные
Na2[Zn(OH)4], K3[Fe(CN)6]


22

2NaCl
2. Взаимодействие двух оксидов:
Na2O + SO3 = Na2SO4
3. Взаимодействие

основных оксидов с кислотами:
FeO + 2HCl = FeCl2+H2O
4. Взаимодействие кислотных оксидов с основаниями:
CO2+2KOH = K2СO3+H2O
5. Взаимодействие кислот с основаниями (р. нейтрализации):
HCl + KOH = KCl +H2O
6. Взаимодействие кислот с солями:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2+CO2↑+H2O
7. Взаимодействие оснований с солями:
MgSO4 + 2KOH = Mg(OH)2↓ + K2SO4
8. Взаимодействие двух солей:
K2S + ZnCl2=ZnS ↓+2 KCl
9. Взаимодействие металла с кислотами: Zn + 2HCl = ZnCl2+H2↑
10. Взаимодействие металла с солями: Fe+CuSO4=Cu+FeSO4

23

щелочами
СuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + K2SO4

3. Взаимодействие с кислотами:
CaCO3

+ 2HCl = CaCl2+CO2↑+H2O

4. Взаимодействие двух солей:
Na2SO4 +BaCl2 = BaSO4↓+ NaCl
K2S + ZnCl2 = ZnS ↓+2 KCl

5. Разложение при нагревании:
CaCO3= CaO +CO2↑

24

Основание (кислота) – Соль

Fe Fe2O3 Fe2(SO4)3

Fe(OH)3
Fe(OH)(NO3)2 Fe(NO3)3 Fe

25

др. Химия. Учебное пособие/.
М.: Академия, 2012.

2. И.К. Циткович. Курс

аналитической химии. –
Изд. “Лань”, 2007.

3. И.И. Грандберг. Н.Л. Нам. Органическая химия.-
Дрова, 2009.

Дополнительная:
Г.П. Хомченко, И.К. Циткович. Неорганическая
химия. – М.. Высшая школа, 2009.

Методические указания для самостоятельной работы

32

вещество. Предмет науки химия
2. Качественная и количественная характеристика состава атомов
3.

Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали
4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули)
5. Периодический закон Д.И. Менделеева. Сущность периодического закона. Строение периодической системы
6. Семейства s-, p-, d- и f-элементов
7. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства
8. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия

из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ
10. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции
11. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа.
12. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье.
13. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов
14. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты
15. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов
16. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений
17. Гидролиз солей
18. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса
19. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов.
21. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.

состава вещества,
закон Авогадро и два следствия из него.

Применение

этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ