Основные классы

1. Основные классы неорганических веществ

2. Оксиды– сложные вещества, из атомов двух элементов, один из которых – кислород.Классификация оксидовКлассификация оксидов оксиды основные кислотные амфотерные

3. Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основания: Na2ONaOHCaOCa(OH)2Образованы только металлами степени окисления +1, +2Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты: CO2 H2CO3SO3 H2SO4Могут быть образованы неметаллами, а также металлами в степени окисления от + 5 до + 7Амфотерные оксиды – оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды:AL2O3 AL(OH)3 (H3ALO3)BeO Be(OH)2 (H2BeO2)Образованы металлами в степени окисления + 3, + 4.Исключения:ZnO,BeO,PbO,SnO(+2)

4. Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, которые способны замещаться на атомы металла, и кислотного остатка.Кислоты (ТЭД) – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода:HCL H + CL

5. Классификация кислот по содержанию кислорода по основности (числу ионов водорода, способных замещаться на атомы металла) бескислородные HCL, H2S одноосновные HCL, HNO3 кислородсодержащие HNO3, H2SO4 многоосновные (двух-,трёх-…) H2SO4,H3PO4

6. Кислоты по силе ( с точки зрения ТЭД ): • сильные – HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3 • среднейсилы – H2SO3, H3PO4,HCLO2 • слабые – H2CO3,H2S ! В зависимости от расположения кислотообразующего элемента в периодической системе сила кислот возрастает следующим образом: бескислородных кислородсодержащих п е р и о д п е р и о д г г р р у у п п п п а а

7. Основания– сложные вещества, состоящие из атомов металлов и одной или нескольких гидроксо - групп.Основания (ТЭД) – электролиты, при диссоциа - ции которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы:Me(OH)nMe + nOHАмфотерные гидроксиды – сложные вещества, проявляющие свойства как кислот, так и оснований.

8. Гидроксиды основания гидроксиды амфотерные ( Zn(OH)2, Fe(OH)3, AL(OH)3 и др.) кислородсодержащие кислоты ( HNO3, H2SO4, H2CO3, H3PO4,CH3COOH ) растворимые ( щелочи-основания, образованные активными металлами (IA,IIA групп) и NH4OH ) нерастворимые ( остальные: Сu(OH)2,Fe(OH)2 и др. )

9. Основания по силе ( с точки зрения ТЭД ): сильные – основания щелочных и щелочноземельных металлов (IA и IIA группы) слабые – основания других металлов и NH4OH !В зависимости от расположения основаниеобразующего элемента в периодической системе сила оснований возрастаетследующим образом: п е р и о д г р у п п а

10. Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла (или ионов аммония) кислотного остатка.Соли (ТЭД) – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катионыаммония) и анионы кислотных остатков.Mem(KO)n mMen++ nKOm-

11. Классификация солей средние двойные смешанные кислые основные комплексные

12. средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла или гидроксогрупп основания на кислотные остаткиHNO3KNO3 Cu(OH)2Cu(NO3)2кислые соли – продукты неполногозамещения атомов водорода в многоосновной кислоте на атомы металлаH2CO3NaHCO3H3PO4 NaH2PO4основные соли– продукты неполного замещениягидроксогрупп в многоосновном основании на кислотный остаток: (CuOH)2 CO3

13. двойные соли – продукты замещения атомов водорода в многоосновной кислоте на атомы разных металлов:KAL(SO4)2смешанные соли – вещества, в которых атомы одного металла соединены с остатками разных кислот: CaCLFкомплексные соли – вещества, в которых катионы металла связаны с комплексным анионом или комплексный анион связан с кислотным остатком: Na3(AL(OH)6)

14. Окислительно – восстановительныереакции ОВР – реакции, при которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов исходных веществ при превращении их в продукты реакции. Окисление – процесс отдачи электронов. Восстановитель – элемент, отдающий электроны; повышающий степень окисления. Восстановление – процесс принятия электронов. Окислитель – элемент, принимающий электроны; понижающий степень окисления.

15. Важнейшие окислители: галогены соединения марганца - KMnO4, Mn2O7, MnO2 соединения хрома – CrO3, K2Cr2O7, K2CrO4азотная кислота и ее соли концентрированная серная кислота кислород, озон, пероксиды оксид меди (II) и оксид серебра (I) гипохлориты, хлораты, перхлораты – KCLO, KCLO3, KCLO4 анод при электролизе! Атомы элементов – окислителей находятся в высшей и промежуточной степенях окисления

16. Важнейшие восстановители: металлы, водород, уголь оксид углерода (II) – СO соединения серы – H2S, SO2, H2SO3, сульфиты соединения азота – NO, NH3, HNO2 галогеноводороды – HI, HBr, HCL органические вещества: альдегиды, спирты, муравьиная кислота, глюкоза катод при электролизе! Атомы элементов – восстановителей находятся в низшей или промежуточной степени окисления.

17. Правила разрядки катионов и анионов при электролизеводных растворов

18. Правила восстановления катионов на катодеЭлектрохимический ряд напряжений металловвосстановительные свойства K Ca Na Mg AL Zn Fe Ni Sn Pb ( H2 ) Cu Hg Ag Pt Au K+ Ca2+ Na+ Mg2+ AL3+Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ ( H2 ) Cu2+ Hg2+ Ag+ Pt2+ Au3+окислительные свойстваMе не восстанавлива- 2 Men+ + n e Me0 2 Men+ + n e Me0ются, идет восстанов-2 H2O + 2e = H2 + 2OH ление воды:процессы протекают восстанавливаются 2 H2O + 2e = H2 + 2OH одновременно катионы Ме! Разрядка катионов на катоде идет в порядке, обратном их положению в электрохимическом ряду напряжений

19. Правила окисления анионов на аноде1. В первую очередь окисляются простые анионы в следующем порядке: I Br CLвосстановительные свойства2. Анионы кислородсодержащих кислот окисляются с трудом, поэтому вместо этих анионов идет окисление воды:2 H2O – 4e = O2 + 4 H3. В щелочных растворах окисляются гидроксид – ионы: 4 OH - 4e = O2 + 2 H2O

20. Гидролиз – обменное взаимодействие ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящее к образованию малодиссоциирующих частиц ( молекул или ионов ).

21. Общая схема взаимопревращения солей +H + OH кислая средняя основная соль соль соль + OH + H Получение кислых солей основный оксид основание + многоосновная кислая соль кислота (избыток) соль основание + кислотный оксид (избыток)

22. Классификация химических реакций( органическая химия )

23. Типы реакций (по изменению строения реагентов):1. Замещения2. Присоединения ( в том числе, полимеризации )3. Отщепления ( в том числе, поликонденсации )4. Окисления5. Крекинг, пиролиз6. Изомеризации

24. гомолитический (радикальный) образование радикалов 1) радикального замещения 2) радикального присоединения гетеролитический (ионный) образование ионов 1) нуклеофильного замещения – SN 2) нуклеофильного присоединения – AN 3) электрофильного замещения – SE 4) электрофильного присоединения - AE Типы реакций (по механизму разрываковалентной связи)

25. Разнообразие гетеролитических реакций Реакции SE – характерны для ароматических соединений ( идут в присутствии катализаторов ALCL3,FeCL3,FeBr3, которые способствуют образованию электрофилов. Реакции SN – характерны для спиртов, галогенпроизводных, первичных аминов, реакции получения кетонов и др. Реакции AE – реакции присоединения HaL, HHaL, H2O к алкенам, алкинам, диенам. Реакции полимеризации. Реакции AN – реакции присоединения к альдегидам и кетонам спиртов, HCN, NaHSO3и др. Электрофилы – катионы или молекулы, на части которых образовался положительный заряд H , N O2. Нуклеофилы – анионыили молекулы, содержащие неподеленные пары электронов F , Br , OH , N H2

26. Спирты 1. Одноатомные насыщенные (предельные): метанол CH3OH, этанол C2H5OH и др. 2. Многоатомные этиленгликоль CH2(OH) CH2(OH) глицерин CH2(OH) CH(OH) CH2(OH) 3. Ароматические – фенолы фенол C6H5OH

27. Физические свойства спиртов Одноатомные спирты – с числом углеродных атомом C1 – C11 при комнатной температуре – жидкости, с C12 – твердые вещества. Темпе – ратуры кипения выше, чем у соответствующих алканов (т. к. образуют межмолекулярные водородные связи). Первые представители гомологического ряда хорошо растворяются в воде. Метанол ядовит! Многоатомные спирты – этиленгликоль - вязкая жидкость, хорошо растворимая в воде, ядовит! ; глицерин –вязкая жидкость сладкая на вкус, хорошо растворим в воде. Фенол – бесцветное кристаллическое вещество с характерным запахом. На воздухе розовеет. Плохо растворим в воде при комнатной температуре. Очень ядовит!

28. Спирты 1)SP3 – гибридизированные атомы углерода; 2) в молекулах предельных спиртов cвязь О – Н в гидроксогруппе поляризована: CH3 – O ← H поэтому атом водорода может легко замещаться ; 3) спирты способны образовывать межмолекулярные водородные связи: R R R O – H …O – H …O – H … Фенол 1)SP2 – гибридизированные атомы углерода в бензольном ядре; 2) неподелённая электронная пара атома кислорода гидроксильной группы вступает в сопряжение с 6π – электронной плотностью бензольного кольца, поэтому в кольце в положениях 2,4,6 возникает частично отрицательный заряд. Уменьшение электронной плотнос- ти у кислорода вызывает дополни- тельное смещение плотности связи О ← Н, водород приобретает кислотные свойства. Особенности строения и электронные эффекты

29. Взаимное влияние атомов в молекулаходноатомных спиртов и фенолаБензольное кольцо в феноле обладает электроноакцепторными свойствами. Оно смещает электронную плотность атома кислорода в свою сторону. При этом увеличивается электронная плотность в бензольном ядре (особенно в орто- и параположениях). Электронная пара связи О–Н сильнее притягивается к атому кислорода. Поэтому связь О–Н становится менее прочной и легче происходит отщепление водорода виде протона. Напротив, в спиртах алкильные группы R обладают электронодонорными свойствами, т. е. способностью отталкивать электронную плотность. В результате электронная плотность связи О–Н возрастает, связь упрочняется.

30. Органические радикалы R соединений ROH следующим образом влияют на подвижность гидроксильного протона: алкильные группы C2H5 –, CH3 – в спиртах уменьшают подвижность протона О–Н, тогда как арильные группы в фенолах, например, C6H5 –, такую подвижность увеличивают. Фенильная группа C6H5 – и гидроксил –ОН взаимно влияют друг на друга.

31. Общие химические свойства одноатомных и многоатомных спиртов 1. Замещение водорода функциональной OH – группы – взаимодействие с активными металлами: 2C2H5OH + 2Na 2C2H5ONa + H2 CH2 – OH CH2 – ONa 2 CH - OH + 6Na 2 CH– ONa + 3H2 CH2 – OH CH2 – ONa 2. Замещение OH – группы (SN) – взаимодействие с галогенсодержащи – ми реагентами ( PCL5, PCL3, HCL, HBr, HI ): C2H5OH + HBr C2H5Br + H2O CH2 – OH CH2 – Br CH - OH + HBr CH– OH + H2O CH2 – OH CH2 – OH

32. Химические свойства фенола 1. Реакции по OH – группе 1) взаимодействие с активными металлами; 2) взаимодействие со щелочами ( фенол проявляет большие кислотные свойства, чем одно- и многоатомные спирты); 3) образование простых и сложных эфиров. 2. Реакции по бензольному кольцу (SE) 1) реакции замещения водорода бензольного кольца на галоген: - взаимодействие с бромной водой – образование осадка 2,4,6 – трибромфенола; - взаимодействие с конц. HNO3– замещение водорода в орто- и пара - положениях, образование пикриновой кислоты; - взаимодействие с формальдегидом – реакция поликонденсации образование фенолформальдегидной смолы. 3. Реакция гидрирования (+ Н2) – образование циклогексанола. 4. Качественная реакция – в присутствии FeCL3образуется комплексное соединение фиолетового цвета.

33. Азотсодержащие органические соединения Амины – производные аммиака (NH3) , в молекуле которого один или несколько атомов водорода замещены на углеводородные радикалы. Амины – органические основания. Аминокислоты - органические вещества, в состав которых входят карбоксильная группа (ы) и аминогруппа (ы), связанные с углеводородными группами. R – CH – COOH карбоксильная группа NH2аминогруппа Аминокислоты – амфотерные соединения. Однако, в зависимости от количества амино- и карбоксильных групп могут обладать основными, кислотными и нейтральными свойствами. Аминокислоты – мономеры белков.

34. Амины 1. Растворение в воде 2. Взаимодействие с неорганическими кислотами 3. Взаимодействие с органическими кислотами ( ацилирование ) 4. Взаимодействие со спиртами и галогеналканами ( алкилирование ) 5. Горение Аминокислоты Реакции по аминогруппе: 1. Растворение в воде 2. Взаимодействие с неорганическими кислотами Реакции по карбоксильной группе: схожи с карбоновыми кислотами Специфические свойства: 1. Образование пептидов ( молекул белков ) Химические свойства аминов и аминокислот

35. Массовая доля растворенного вещества Массовая доля растворенного вещества (w)– величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора ( в долях единицы или процентах ). m(в - ва) W(в - ва)= m(р - ра) Так как m(р - ра) = m(растворен.вещества) + m(растворителя) m(в - ва) W(в - ва)= m(H2O) + m(в - ва)

36. Решение задачи (В9)1) m(Na2SO4) = w(Na2SO4) x m(р - ра) = 0,1 х 1150 = 115 (г)2) m(H2O) = m(р-ра) -m(Na2SO4) = (1150 + 115) – 115 = = 1150 (г)Ответ: 1150

37. Расчёт массы вещества ( или объёма газа ) по известному количеству вещества Для решения задач данного типа необходимо знать формулы перевода количества вещества в массу ( или объём газа ) и обратно: m V n = = M Vm m = n • M ; V = n • Vm где n – количество вещества, моль Vm – молярный объём газа ( 22,4 моль/л ) М – молярная масса, г/моль

38. Решение задачи (В10)10г Х гCuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O 80г/моль 160г/моль 1 моль 1 моль 80г 160г 10г CuO Хг СuSO4 80г 160г Х = (10 х 160) : 80 = 20 (г) Ответ: 20

39. Критерии оценки:правильное выполнение 95 -100% ( 17 -18 баллов ) заданий теста – отметка «5»;правильное выполнение 94 -75% ( 16 -14 баллов ) заданий теста – отметка «4»;правильное выполнение 74 -50% ( 13 - 9 баллов ) заданий теста – отметка «3»;правильное выполнение 49% ( менее 8 баллов ) и менее заданий теста – отметка «2».

40. Спасибо за внимание и работу.Удачи!