Promise | pledge COLLOCATIONS

Дата добавления: 2015-08-27; просмотров: 526

СОДЕРЖАНИЕ

ПРЕДИСЛОВИЕ.................................................……………. 1

ВВЕДЕНИЕ………………………………………………….. 2

ПОСЫЛКА.........................................................…………….. 4

ХАРАКТЕР.........................................................…………….14

1. Костяк..................................................…………….14

2. Среда...................................................…………….18

3. Диалектический подход......................……………20

4. Рост характера.....................................…………….24

5. Сила воли в персонаже........................……………29

6. Сюжет или характер.............................. ………….32

7. Герои сами придумывают пьесу..........…………..37

8. Осевой характер..................................…………….39

9. Антагонист..........................................…………….41

10. Оркестровка......................................…………….42

11, Единство противоположностей........…………...43

КОНФЛИКТ.....................................................………………46

1. Истоки действия................................……………..46

2. Причина и следствие.........................…………….46

3. Статичный.........................................……………..49

4. Скачущий конфликт.........................……………..54

5. Развивающийся конфликт.................................….57

6. Движение..........................................………………60

7. Предваряющий конфликт.................……………..62

8. Поворотный пункт............................……………..64

9. Переход.............................................………………68

10. Кризис, кульминация, развязка......……………..78

РАЗНЫЕ ВОПРОСЫ......................................………………82

1. Обязательная сцена..........................………………82

2. Экспозиция......................................……………….84

3. Диалог..............................................……………….85

4. Экспериментирование........... .........………………88

5. Злободневность пьесы.....................………………89

6. Выходы и уходы.............................………………..90

7. Почему некоторые плохие пьесы

имеют успех............................………………..91

8. Мелодрама.....................................…………………92

9. О гении...........................................…………………92

10. Что такое искусство?...................…………………92

11. Когда ты пишешь пьесу..............…………………93

12. Где взять идеи?...........................………………….94

ЗАКЛЮЧЕНИЕ............................................………………….96

Основные классы неорганических соединений

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

по дисциплине "Химия»

для бакалавров 1-го курса по направлениям:

"Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей дневного и заочного отделений

Ростов - на – Дону

УДК 541.2

Основные классы неорганических соединений : методические указания по дисциплине «Химия» для бакалавров 1-го курса:– Ростов н/Д: Рост. гос. строит. ун-т, 2011. – 15 с.

Изложена информация по классификации, номенклатуре, химическим свойствам и получению основных классов неорганических соединений.

Предназначены для бакалавров 1-го курса, обучающихся по направлениям "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей дневного и заочного отделений.

Электронная версия находится в библиотеке, ауд. 224.

УДК 541.2

Составители:

проф. В.Т. Мальцев,

ассист. И.В. Власенко

Редактор Т.М. Климчук

Доп. план 2011 г., поз. 110

__________________________________________________________________

Подписано в печать 14.07.11. Формат 60x84/16. Бумага белая. Ризограф.

Уч.-изд.л. 0,8. Тираж 100 экз. Заказ 314

__________________________________________________________________

Редакционно-издательский центр

Ростовского государственного строительного университета

344022, Ростов-на-Дону, ул. Социалистическая, 162

© Ростовский государственный

строительный университет, 2011

Роль химии в научно-техническом прогрессе велика. Множество простых и сложных веществ применяют в разных областях строительной, производственной и сельскохозяйственной сфер. Среди них достаточное количество неорганических соединений. К важнейшим классам неорганических соединений относят оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды

Оксид – сложное вещество, включающее в себя два элемента, один из которых кислород в степени окисления -2. Общая формула оксидов Э_хО_у , где х – число атомов элемента; у – число атомов кислорода.

1.1. Состав оксидов

Состав оксида определяется положительной степенью окисления элемента, образующего оксид.

Название оксида складывается из слова “оксид” и названия элемента. Если элемент проявляет переменную валентность, то рядом с названием оксида ставится валентность в скобках:

Na₂O – оксид натрия;

CaO – оксид кальция;

SO₂ – оксид серы (IV);

SO₃ – оксид серы (VI);

Mn₂O₇ – оксид марганца (VII).

1.2. Получение оксидов

Получение оксидов:

a) окислением элементов кислородом

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃;

S + O₂ = SO₂;

б) при разложении сложных веществ

Ca(OH)₂ → CaO + H₂O;

t⁰C

H₂SO₃ → SO₂ + H₂O;

в) при окислении сложных веществ

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O.

1.3. Классификация оксидов

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные (СО, NO, N₂O, SiO).

Продукты взаимодействия оксидов с водой называются гидроксидами, которые могут быть основаниями (NaOH, Cu(OH)₂ ), кислотами (H₂SO₄ , H₃PO₄), амфотерными гидроксидами (Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂ ).

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называют оксиды, которым соответствует основание: CaO → Ca(OH)₂ , кислотными – которым соответствует кислота: CO₂ → H₂CO₃ . Амфотерным оксидам соответствуют как кислоты, так и основания:

Zn(OH)₂ ← ZnO → H₂ZnO₂ .

Основные оксиды образуют металлы, кислотные – неметаллы и некоторые металлы побочных подгрупп, амфотерные – амфотерные металлы.

1.4. Химические свойства оксидов

Основные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием оснований:

Na₂О + H₂O = 2NaОH;

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

2) с соединениями кислотного характера (кислотными оксидами, кислотами) с образованием солей и воды:

CaO + СО₂ = СаСО₃;

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O;

3) с соединениями амфотерного характера:

Li₂O + Al₂O₃ = 2Li AlO₂;

3NaOH + Al(OН)₃ = Na₃AlO₃ + 3Н₂О;

Кислотные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;

2) с соединениями основного характера (основными оксидами и основаниями) с образованием солей и воды:

SO₂ + Na₂O = Na₂ SO₃;

CO₂ + 2NaОH = Na₂CO₃ + H₂O;

3) с соединениями амфотерного характера

СО₂ + ZnO = ZnCO₃;

СО₂ + Zn(OH)₂ = ZnСО₃ + H₂O;

Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. Им отвечают амфотерные гидроксиды:

кислая среда щелочная среда
Ве(ОН)₂ ВеО Н₂ВеО₂

Zn(OH)₂ ZnO Н₂ZnО₂

Аl(OН)₃ Al₂O₃ H₃AlО₃ , НАlO₂

Cr(OН)₃ Сr₂O₃ HCrO₂

Pb(OH)₂ PbO Н₂PbО₂

Sn(OH)₂ SnO Н₂SnО₂

Амфотерные оксиды взаимодействуют с соеднинениями кислого и основного характера:

Металлы с переменной валентностью могут образовывать оксиды всех трех типов. Например:

CrO основной Cr(OH)₂;

Cr₂O₃ амфотерный Cr(OH)₃;

Cr₂O₇ кислотный H₂Cr₂O₇;

MnO, Mn₂O₃ основной;

MnO₂ амфотерный;

Mn₂O₇ кислотный HMnO₄.

2. Основания

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и одна или несколько гидроксидных групп (ОН^‾). Общая формула оснований – Ме(ОН)_у , где у – число гидроксидных групп, равное валентности металла.

2.1. Номенклатура

Название основания складывается из слова «гидроксид» + название металла.

Если металл имеет переменную валентность, то ее указывают в конце в скобках. Например: CuOH – гидроксид меди (I), Cu(OH)₂ – гидроксид меди (II), NaОH – гидроксид натрия.

Основания (гидроксиды) являются электролитами. Электролитами называются вещества, которые в расплавах или растворах полярных жидкостей распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Распад вещества на ионы на­зывается электролитической диссоциацией.

Bсe электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично и в растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: NН₄ОН NH₄⁺ + ОН^- .

2.2. Классификация

а) по числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность основания.

Основания делятся на:

- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NaOH, KOH, LiOH и др.;

- двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Ca(OH)₂ , Fe(OH)₂ и др.;

- трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы: Ni(OH)₃ , Bi(OH)₃ и др.

Двух- и трехкислотные основания называются многокислотными.

б) по силе основания делятся на:

- сильные (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂ , Sr(OH)₂ , Ba(OH)₂;

- слабые: Cu(OH)₂ , Fe(OH)₂ , Fe(OH)₃ и др.

Сильные основания растворимы в воде, а слабые – нерастворимы.

Диссоциация оснований

Сильные основания диссоциируют практически полностью:

Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2ОН^-.

Слабые основания диссоциируют ступенчато. При после­довательном отщеплении гидроксид-иона от многокислотных основа­ний образуются основные остатки гидроксокатионы, например:

Fe(OH)₃ OH^- + Fe(OH)₂⁺ дигидроксокатионы железа;

Fe(OH)₂⁺ OH^- + FeOH²⁺ гидроксокатионы железа;

Fe(OH)²⁺ OH^- + Fe³⁺ катионы железа.

Число основных остатков равно кислотности основания.

2.3. Химические свойства оснований

1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов: лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый, метилоранж – желтый.

2. Основания реагируют:

а) с кислотами (реакция нейтрализации)

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O;

б) с кислотными оксидами

KOH + CO₂ = KHCO₃;

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O;

в) нерастворимые в воде гидроксиды при нагревании разлагаются

t⁰C

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O;

г) с солями, если образуется малорастворимый продукт

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaОH;

2NaОH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓ + 2NaCl;

д) с амфотерными оксидами и гидроксидами

t⁰C

2KOH + ZnO = K₂ ZnO₂ + 2H₂O;

Al(OH)₃ + NaОH = Na[Al(OH)]₄.

2.4. Получение оснований

Растворимых:

1) активный металл + вода

Li + 2H₂O = 2LiOH↑ + H₂;

2) оксид + вода

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

3) электролиз водных растворов солей

NaCl + H₂O → 2NaОH + H₂↑ + Cl₂;

Нерастворимых:

4) соль + щелочь

CuSO₄ + 2NaОH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

3. Кислоты

Кислоты – сложные вещества, содержащие один или несколько атомов водорода и кислотные остатки. Общая формула кислот - Н_хAn , ион Н⁺ называется гидроион.

3.1. Классификация кислот

Классификация:

а) по основности

Основность кислоты – это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла.

По основности кислоты делятся на:

- одноосновные, молекулы которых содержат один атом водорода: НСl, HNO₃ , HCN и др.;

- двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода: Н₂S, H₂SO₄ , H₂CO₃ и др.;

- трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода: H₃PO₄ , H₃PO₃ , H₃AsO₄ и др.

Кислоты, молекулы которых содержат два и более атома водорода называются многоосновными.

б) по содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:

- бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода: HCl, HBr , HCN , H₂S и др.;

- кислородсодержащие, молекулы которых содержат атомы кислорода: HNO₃ , H₂SO₄ , H₃PO₄ и др.;

в) по силе.

Сильные кислоты диссоциируют в водных растворах практически полностью. К сильным кислотам относятся: H₂SO₄ , HNO₃ , HClO₄ , HCl , HBr , HJ, к слабым – большинство органических кислот, а также Н₃РО₄ , Н₂СО₃ , H₂SO₃ , H₂S , HCN и др.

3.2. Номенклатура

Название бескислородных кислот складывается из названия элемента с добавлением – водородная.

Формулы и названия бескислородных кислот и их солей:

Название кислородсодержащих кислот включает в себя название элемента в кислотном остатке с учетом его степени окисления (высшая степень окисления – окончание - ная, низкая степень окисления – окончание - истая).

Формулы и названия кислородсодержащих кислот и их солей

3.3. Химические свойства кислот

Кислоты одинаково изменяют цвет индикаторов: лакмус – красный,

фенолфталеин – бесцветный, метилоранж – красный

Кислоты взаимодействуют:

а) с основаниями (реакция нейтрализации):

HCl + NaОH = NaCl + H₂O;

б) с основными оксидами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O;

в) с амфотерными оксидами и гидроксидами

H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O;

3НСl + Cr(OH)₃ = CrCl₃ + H₂O;

г) с металлами

Ni + H₂SO₄ = NiSO₄ + H₂↑;

д) с солями, если образуется малорастворимое, малодиссоциирующее, летучее вещество

HCl + Na₂CO₃ = NaCl + H₂O + CO₂ ↑;

H₂SO₄ + BaCl₂ =BaSO₄ ↓ + 2HCl;

е) при нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются

t⁰C

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O.

3.4. Получение кислот

1) кислородсодержащих – взаимодействие соответствующего оксида и воды:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃;

2) бескислородных – взаимодействие простых веществ:

H₂ + Cl₂ = 2HCl;

3) реакцией обмена между солью и менее летучей кислотой:

2NaCl + H₂SO₄ = 2HCl ↑ + Na₂SO₄.

4. Соли

Соли – это сложные вещества, молекулы которых состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков. Общая формула солей – Ме_хAn_y.

4.1. Классификация

Соли делятся на три типа: нормальные (средние), кислые, основные.

Средние соли являются продуктами полного замещения водорода кисло-ты металлом или гидроксида основания кислотным остатком.

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂↑;

сульфат

цинка

Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O.

хлорид

кальция

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла.

H₂SO₃ + KOH = KHSO₃ + H₂O;

избыток гидросульфит

калия

КНSO₃ – кислая соль, которая диссоциирует на катион металла и кислотный остаток.

КНSO₃ = К⁺ + НSO₃^-.

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками.

Fe(OH)₃ + HCl = Fe(OH)₂Cl + H₂O

избыток дигироксохлорид

железа

Fe(OH)₃ + 2HCl = Fe(OH)Cl₂ + 2H₂O

избыток гидроксохлорид

железа

Fe(OH)₂Cl - основная соль, которая диссоцирует на сложный катион и кислотный остаток.

Fe(OH)₂Cl = Fe(OH)₂ ⁺ + Cl^-.

4.2. Номенклатура

Названия средних солей бескислородных кислот складываются из названия кислотного остатка и металла:

NaCl - хлорид натрия;

LiF - фторид лития.

Названия кислородсодержащих кислот учитывают степень окисления элемента в кислотном остатке: высшая степень окисления – окончание - ат; низкая степень окисления – окончание -ит. Например:

Na₂SO₄ – сульфат натрия;

Na₂SO₃ – сульфит натрия.

В названии кислых солей присутствует слово гидро- + анион + металл:

KHCO₃ – гидрокарбонат калия;

Ca(H₂PO₄)₂ – дигидрофосфат кальция;

NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия.

В названии основных солей присутствует слово гидроксо- + анион + металл:

MgOHCl – гидроксохлорид магния;

Al(OH)₂Cl – дигидроксохлорид алюминия.

4.3. Химические свойства солей

Соли взаимодействуют:

а) с металлами

СuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu;

б) со щелочами

FeCl₃ + KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl;

K₂CO₃ + Ba(OH)₂ = BaCO₃↓ + 2KOH;

в) с кислотами

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HCl;

Na₂S + H₂S = 2NaHS;

г) между собой с образованием новых солей, если одна из солей выпадает в осадок

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃;

д) разлагаются при нагревании

t⁰C

MgCO₃ = MgO + CO₂↑;

е) основные соли взаимодействуют с кислотами с образованием средних солей и воды

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O;

ж) кислые соли взаимодействуют со щелочами с образованием средних солей и воды

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + H₂O.

4.4. Получение солей

Соли получают реакциями взаимодействия:

1) кислот с основаниями (реакции нейтрализации)

HCl + NaОH = NaCl + H₂O;

2) металлов с неметаллами

Mg + Cl₂ = MgCl₂;

3) металлов с кислотами

Ni + H₂SO₄ = Ni SO₄ + H₂;

4) основных оксидов с кислотами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O;

5) оснований с кислотными оксидами

2NaОH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O;

6) основных оксидов с кислотными оксидами

Na₂O + SO₂ = Na₂SO₃;

7) щелочей с солями

NaОH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄;

8) кислот с солями

HCl + Na₂CO₃ = NaCl + H₂O + CO₂↑;

9) солей между собой с образованием осадка

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃.

Существует определенная связь между классами неорганических соединений. Эту связь называют генетической («генезис» – происхождение). Ниже приведена схема генетической связи классов неорганических соединений:

металл → основной оксид → основание

соль.

неметалл → кислотный оксид → кислота

Задачи

1. Что получится в продуктах реакции при взаимодействии фосфорной кислоты (избыток) и гидроксида натрия?

2. Взаимодействуют гидроксид цинка, соляная кислота и едкий натр. Что образуется в продуктах?

3. Какие оксиды среди перечисленных амфотерные ?

ZnO, Li₂O, PbO, N₂O₅, CaO, CrO₃, CO.

4. Напишите уравнения реакций соответствующих переходу:

Ca → CaO → Са(OH)₂ → Cа(НCО₃)₂ → СаСО₃ → Cа(НCО₃)₂.

5. Как можно получить кислотные оксиды?

6. Охарактеризуйте свойства бескислородных кислот.

7. Напишите уравнения реакций, характеризующие амфотерные гидроксиды.

8. Напишите все возможные соли при взаимодействии гидроксида калия и фосфорной кислоты. Каковы условия получения средних и кислых солей?

9. Напишите все возможные соли при взаимодействии соляной кислоты и гидроксида железа (III) при соотношении реагентов 1:1, 2:1, 3:1.

10. Назовите следующие соединения: Cu(OH)I, Al(OH)Cl₂, Fe(OH)₂Br, K₂SO₄, LiHCO₃, H₂SO₃, NaH₂PO₄, SO_3, SO, Fe₂O₃.

Основные типовые конструкции