Неорганическая химия. Общая и неорганическая химия. Коренев Ю.М., Овчаренко В.П

-> Неорганическая химия -> Коренев Ю.М. -> "Общая и неорганическая химия Часть 1"

Общая и неорганическая химия Часть 1 - Коренев Ю.М.

Общая и неорганическая химия Часть 1

Автор: Коренев Ю.М.
Другие авторы: Овчаренко В.П.
Издательство: МГУ
Год издания: 2000
Страницы: 64
ISBN 5-211-04200-Х
Читать:
Скачать: .djvu

Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко
Общая и неорганическая химия
Часть I
Основные понятия, строение атома,
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Школа имени А.Н.Колмогорова Издательство Московского университета 2000
УДК 546 ББК 24.1 К 66
Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.
К 66 Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть I.
Основные понятия, строение атома, химическая связь. - М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. - 60 с.
ISBN 5-211-04200-Х
Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химико-биологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.
Книга знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.
ISBN 5-211-04200-Х
© Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, 1998 г. © И.Н.Коровин - оформление, 2000 г.
Глава I
Основные понятия и определения
1.1. Строение вещества
Одним из основных понятий химии и других естественных наук является атом. Этот термин имеет давнее происхождение; он насчитывает уже около 2500 лет. Впервые понятие атома зародилось в Древней Греции, примерно в V в. до н. э. Основоположниками атомистического учения были древнегреческие философы Левкипп1 и его ученик Демокрит. Именно они выдвинули идею о дискретном строении материи и ввели термин «АТОМ». Демокрит определял атом как наименьшую, далее неделимую, частицу материи.
Учение Демокрита не получило широкого распространения, и в течение большого исторического периода в химии (а во времена средневековья -
алхимии) господствовала теория Аристотеля (384 - 322гг. до н.э.). Согласно учению Аристотеля, основными началами природы являются абстрактные «принципы»: холод, тепло, сухость и влажность, при комбинации которых образуются четыре основных «элемента-стихии»: земля, воздух, огонь
и вода.
И только в начале XIX столетия английский ученый Джон Дальтон возвращается к атомам как наименьшим частицам материи и вводит в науку этот термин. Этому предшествовали работы таких замечательных ученых, как Р. Бойль (в книге «Химик-скептик» он нанес сокрушительный удар по представлениям алхимиков), Дж. Пристли и К. В. Шееле (открытие кислорода), Г. Кавендиш (открытие водорода), А. Л. Лавуазье (попытка составить первую таблицу простых веществ), М. В. Ломоносов (основные положения атомно-молекулярного учения, закон сохранения массы), Ж. Л. Пруст (закон постоянства состава) и многие другие.
Открытия в области физики, сделанные в конце XIX - первой трети XX столетий, заставили ученых совершенно иначе смотреть на атомномолекулярное учение. Оказалось, что атом обладает сложным строением и не является наименьшей частицей материи.
Здесь мы не будем приводить устаревшее определение этого понятия, а сразу дадим формулировку, базирующуюся на современных представлениях.
" Левкипп (ЛебкштоО - древнегреч. философ. О жизни Левкиппа практически ничего не известно.
Атом (греч. атоцо^- неделимый) - это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств. Атом представляет собой электронейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра и соответствующего числа электронов.
| Химический элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Химический элемент - это понятие, а не материальная частица. Это не атом, а совокупность атомов, характеризующихся определенным признаком - одинаковым зарядом ядра.
Электрон [др.греч. пХвкхроу- янтарь (хорошо электризуется при трении)] - стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя, равную 9,109-10 31 кг= 5,486-10^а.е. м.2, и несущая элементарный отрицательный заряд, равный 1,6 10 14 Ют.
В химии и в физике при решении многих задач заряд электрона принимают за - 1 и заряды всех остальных частиц выражают в этих единицах. Электроны входят в состав всех атомов.
Протон (греч. лрютост- первый)- элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов, обладает
-27
массой покоя тр=1,672 10 ~ кг=1,007 а.е.м. и элементарным положительным электрическим зарядом, равным по величине заряду электрона, т. е. 1,6 10ч Кл.
Число протонов в ядре определяет порядковый номер химического элемента.
Нейтрон (лат. neutrum- ни то, ни другое)- электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя, несколько превышающей массу покоя протона шп= 1,675 10 27кг= 1,009а. е.м.
Наряду с протоном нейтрон входит в состав всех атомных ядер (за исключением ядра изотопа водорода "Н, представляющего собой один протон).
Таблица 1
Некоторые характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома

Общая и неорганическая химия. Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.

М.: Школа им. А.Н. Колмогорова, Изд-во МГУ, 2000-2002; 60с.+36с.+48с.

Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химико-биологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.

Книга знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.

Формат: djvu / zip

Размер: 5 68 Кб

/ Download файл

ЧАСТЬ I .

ГЛАВА I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ 3
1.1. Строение вещества 3
1.2. Количественные соотношения в химии 9
1.3. Химические символы и формулы 13
ГЛАВА II. СТРОЕНИЕ АТОМА 20
2.1. Ранние модели атома 20
2.2. Квантовомеханическая модель строения атома 26
ГЛАВА III. ХИМИЧЕСКАЯ связь 41
3.1. Заголовок 41
3.2. Метод валентных связей 47
3.3. Метод молекулярных орбиталей 53

ЧАСТЬ II .

ГЛАВА 1. Оксиды 3
§ 1. Физические свойства оксидов 3
§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств.. 4
2.1. Классификация оксидов по химическим свойствам 4
2.2. Закономерности изменения свойств оксидов 5
§ 3. Способы получения оксидов 7
§4. Химические свойства оксидов 9
4.1. Основные оксиды 9
4.2. Кислотные оксиды 10
4.3. Амфотерные оксиды 10
4.4. Общие химические свойства оксидов 11
ГЛАВА 2. Кислоты и ОСНОВАНИЯ 13
§ 1. Теории кислот и оснований 13
1.1. Электролитическая теория 13
1.2. Протолитическая теория 13
1.3. Электронная теория 14
§2. Кислоты 16
2.1. Классификация кислот 16
2.2. Способы получения кислот 19
2.3. Общие методы получения любых кислот 19
2.4. Химические свойства кислот 21
§3. Основания 24
3.1. Классификация оснований 24
3.2. Способы получения оснований 25
3.3. Химические свойства оснований 27
ГЛАВА 3. Соли 29
§ 1. Классификация солей 29
§ 2. Способы получения солей 30
§ 3. Химические свойства солей 33

ЧАСТЬ III .

ГЛАВА 1 Основы ТЕРМОДИНАМИКИ 3
§ 1.1. Основные определения 3
§ 1.2. Нулевой закон (начало) термодинамики 6
§ 1.3. Первый закон (начало) термодинамики 6
§ 1.3.2. Стандартная теплота (энтальпия) образования соединения 9
§ 1.3.3. Стандартная энтальпия сгорания 10
§ 1.3.4. Стандартная энергия (энтальпия) химической связи 10
§ 1.3.5. Стандартная энтальпия сублимации, испарения и плавления 11
§ 1.3.6. Сродство к электрону, потенциал ионизации, электроотрицательность 11
§ 1.3.7. Закон Гесса 13
§ 1.3.8. Цикл Борна-Габера 14
§ 1.3.9. Закон Кирхгофа 16
§ 1.4. Второй закон (начало) термодинамики 17
§ 1.4.1. Определение энтропии с позиций классической термодинамики 18
§ 1.4.3. Статистическая интерпретация понятия энтропии 19
§ 1.4.4. Свободная энергия Гиббса 21
§ 1.4.5. Химический потенциал 22
§ 1.4.6. Химическое равновесие 23
§ 1.4.7. Направление протекания реакций 31
ГЛАВА 2 Основы КИНЕТИКИ 35
§2.1. Скорость химической реакции 35
§ 2.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции 37
§ 2.3. Экспериментальные методы определения констант скорости химической реакции 47

«ОБЩАЯ и НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Часть II ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Школа имени А.Н.Колмогорова И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а УДК...»

Ю.М.К орен ев, В.П.Овчарен к о, Е.Н.Егоров

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Школа имени А.Н.Колмогорова

И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а

Рецензент

доцент Л.А.Куликов

(химический факультет МГУ)

Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.

К 66 Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть II. Основные классы неорганических соединений. - М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. - 36 с.

ISBN 5-211-03933-5 Настоящее учебное пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химикобиологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.

Пособие знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.

УДК 546 ББК 24.1 © Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров, 1999 г.

ISBN 5-211-03933-5 © И.Н.Коровин, А.Т.Клименко - оформление, 2001 г.

Глава 1 Оксиды ОКСИДЫ - соединения, образованные атомами двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (– 2).

К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe2O3, P4O10, кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), например, Na2O2 - пероксид натрия: Na O O Na O] – KO2 - надпероксид калия: K+ – KO3 - озонид калия: K+, которая не существует в природе:

Fe(OH) 2 + 2 [ H Fe O2 ] = Fe O 2 + H2O.

(Fe) Fe3O 4 От гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH)2, как основания, могут быть получены два двойных оксида - Pb2O3 и Pb3O4 (сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй - ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).

§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств Cреди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.

Солеобразующими оксидами называются оксиды, которые образуют соли.

Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

–  –  –

Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.

Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.

–  –  –

Кислоты и основания § 1. Теории кислот и оснований Понятия «кислота» и «основание» сформировались в XVII веке. Однако содержание этих терминов неоднократно пересматривалось. Существует несколько теорий кислот и оснований. Здесь будут рассмотрены только три теории, которые чаще всего используются для объяснения химических процессов.

1.1. Электролитическая теория На основании теории электролитической диссоциации (1887), предложенной шведским физико-химиком Сванте Аррениусом (1859 – 1927 гг.), можно дать следующие определения кислотам и основаниям:

Кислоты - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только катионы водорода (гидроксония - H3O+) и анионы кислотного остатка.

Например, HNO3 H+ + NO 3.

Основания - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают только анионы гидроксила (OH–) и катионы.

Например, KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2O = K a.

Величину Ka называют константой ионизации кислоты (индекс «а» - от английского acid - кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода.

Качественно силу кислот можно оценить по правилу Полинга: если представить формулу оксокислоты в общем виде - HnЭOm, то по разности (m – n) можно оценить силу кислоты: у какой кислоты она больше та кислота и сильнее:

m – n = 0 - кислота очень слабая, HClO m – n = 1 - кислота слабая, HClO2 m – n = 2 - кислота сильная, HClO3 m – n = 3 - кислота очень сильная, HClO4.

Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:

–13 K3 = 5, 10).

Замена одного атома кислорода в оксокислоте на атом фтора ведет к резкому увеличению силы кислоты. Примером может служить фторсульфоновая кислота HSO3F. Такие кислоты получили название суперкислот. К этому же классу кислот относятся и кислоты с комплексным анионом, например HSbF6.

5. По устойчивости. Некоторые оксокислоты существуют только в водных разбавленных растворах и являются термически неустойчивыми.

Получить их в индивидуальном виде невозможно, например H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. В то же время есть устойчивые к нагреванию кислоты, например, серная H2SO4 (tкип. = 296,5С).

6. По растворимости. По растворимости кислоты делятся на растворимые, такие как HNO3, H3PO4, и нерастворимые в воде - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. По соотношению воды и кислотного оксида. По этому признаку кислоты делятся на орто-, пиро-, мета-кислоты и кислоты переменного состава.

К орто-кислотам относятся кислоты, в которых отношение воды и кислотного оксида превышает 1. К таким кислотам относятся ортофосфорная H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].

–  –  –

Однако, используя серную кислоту для этих целей необходимо учитывать и другие свойства этой кислоты, ограничивающие ее применение.

Концентрированная серная кислота является достаточно сильным окислителем, поэтому ее нельзя использовать для получения таких кислот как HBr, HI, H2S, кислотообразующие элементы которых она может перевести в другие степени окисления, например:

8 HI + H 2SO4 = 4I2 + H2S + 4 H2O.

–  –  –

1. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислителями.

1.1. Реакции обмена

а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) - реакция нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.

2. Свойства кислот-окислителей.

2.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1.1 и 1.2 в п. 2.4).

2.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.

а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:

Fe(OH)2 + 4 HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3 H2O.

б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:

2 FeO + 4 H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 4 H2O.

в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:

3 Na2S + 8 HNO3 (разб.) = 6 NaNO3 + 3 S + 2 NO + 4 H2O 8 NaI + 5 H2SO4 (конц.) = 4 I2+ H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.

2.3. Взаимодействие с металлами.

Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:

Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (разб.) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (оч.разб.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (оч.разб.) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Классификация оснований Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.

1. Кислотность основания - число групп OH- способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH - однокислотное основание, Ca(OH)2 - двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, наприОснования мер, (MgOH)2CO3 - гидроксокарбонат (основной карбонат) магния;

MgCO3 - карбонат (средний карбонат) магния.

2. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.

3. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.

4. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разложения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при температуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.

5. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щелочами, к амфотерным - гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.

Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)2, Mn(OH)2 и др.

Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)3, Fe(OH)3.

–  –  –

Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.

7. Важнейшим способом получения слабых, нерастворимых в воде оснований является осаждение их из растворов солей щелочами или раствором аммиака MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

При осаждении амфотерных гидроксидов щелочами полноту осаждения можно достичь только при смешении строго эквимолярных количеств соли и щелочи. Поэтому для осаждения амфотерных гидроксидов используют раствор аммиака в воде. Аммиаком нельзя осаждать гидроксиды тех металлов, которые образуют с ним комплексные катионы.

§ 3. Основания Гидроксид аммония не может быть получен таким способом, т. к. повышение концентрации анионов OH – приводит к уменьшению растворимости аммиака в воде и выделению его из раствора в виде газа:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Этот же способ применим и для получения растворимых в воде оснований:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (каустизация соды).

Сдвиг равновесия в сторону образования NaOH достигается за счет образования CaCO3, обладающего меньшей растворимостью, чем Ca(OH)2.

Для большего смещения равновесия в сторону образования гидроксида щелочного металла используют гидроксид бария и сульфат соответствующего щелочного металла:

Ba(OH)2 + Cs2SO4 = BaSO4 + 2 CsOH.

8. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей:

4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3.

–  –  –

Соли C точки зрения электролитической теории можно дать следующее определение этому классу соединений СОЛИ - электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов или другие, более сложные, катионы, например, NH, UO 2, 2+ и анионы кислотного остатка.

–  –  –

1. Средние соли - соли, которые образуются в результате полной нейтрализации кислоты основанием (при замещении всех катионов водорода на катионы металла):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Кислые соли - соли, которые образуются при неполной нейтрализации кислоты основанием (замещаются не все катионы водорода на катионы металла). Соли этого типа могут быть образованы только многоосновными кислотами.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 - кислота двухосновная, при полной нейтрализации которой образуется средняя соль Na2SO4, а при замещении одного атома водорода на металл образуется кислая соль NaHSO4.

H3PO4 - кислота трехосновная, в которой возможно последовательное замещение одного, двух или всех трех атомов водорода на атомы металла.

И при нейтрализации этой кислоты возможно образование трех рядов солей:

NaH2PO4, Na2HPO4 и Na3PO4.

Соли В общем же случае к кислым солям относятся соли в которых мольное содержание кислотного оксида больше мольного содержания основного оксида, например, Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. При реакции с основными оксидами и гидроксидами эти соли переходят в средние соли:

Na2Cr2O7 + 2 NaOH = 2 Na2CrO4 + H2O CoO + Na2B4O7 = 2 NaBO2 + Co(BO2)2.

3. Основные соли - соли, которые являются продуктом неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой:

Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O.

4. Двойные соли - соли, в состав которых входят анионы только одного вида и разные катионы, например, KAl(SO4)2 12 H2O.

5. Смешанные соли - соли, в состав которых входят катионы одного вида и анионы разных кислот, например, хлорная известь CaCl(OCl).

6. Комплексные соли - соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. При написании молекулярных формул таких солей комплексный катион или анион заключают в квадратные скобки, например:

K3, K, Na OH, (OH)2.

–  –  –

ГЛАВА 1. ОКСИДЫ

§ 1. Физические свойства оксидов

§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств.. 4

2.1. Классификация оксидов по химическим свойствам

2.2. Закономерности изменения свойств оксидов

§ 3. Способы получения оксидов

§ 4. Химические свойства оксидов

4.1. Основные оксиды

4.2. Кислотные оксиды

4.3. Амфотерные оксиды

4.4. Общие химические свойства оксидов

ГЛАВА 2. КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ

§ 1. Теории кислот и оснований

1.1. Электролитическая теория

1.2. Протолитическая теория

1.3. Электронная теория

§ 2. Кислоты

2.1. Классификация кислот.

2.2. Способы получения кислот

2.3. Общие методы получения любых кислот

2.4. Химические свойства кислот

§ 3. Основания

3.1. Классификация оснований

3.2. Способы получения оснований

3.3. Химические свойства оснований

ГЛАВА 3. СОЛИ

§ 1. Классификация солей

§ 2. Способы получения солей

§ 3. Химические свойства солей

КОРЕНЕВ Юрий Михайлович, проф. ФНМ МГУ ОВЧАРЕНКО Валерий Павлович, ст. преподаватель химического факультета МГУ ЕГОРОВ Евгений Николаевич, ст. н. с. химического факультета МГУ

–  –  –

Подписано в печать 04.12.2000. Формат 60 84 1/16. Бумага офс. № 1.

Офсетная печать. Гарнитура Таймс. Усл. печ. л. 2,25. Уч.-изд. л. 2,25. Тираж 150 экз.