II. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Таковыми понятиями являются: атом, молекула, химический элемент, простое вещество, сложное вещество, относительная атомная и относительная молекулярная массы, моль, химическая реакция (или химическое превращение), разновидности химических реакций.

Фундаментальным понятием химии является понятие количества вещества. Основной единицей измерения данной величины является «моль».. Моль – одна из основных единиц в международной системе единиц.

Массу одного моль вещества легко рассчитать, если известна химическая формула вещества, так как численно масса одного моль совпадает с молекулярной массой, например, масса 1 моль N₂ равна 28 г. Число структурных единиц в одном моль составляет 6,02∙10²³ частиц. Данное число называется постоянной Авогадро (N_A). Поскольку формулы разных веществ разные, то и один моль разных веществ будет иметь различную массу. Масса вещества и количество вещества связаны следующим соотношением:

где n – количество вещества;

m – масса вещества;

М – молярная масса.

Если вещество газообразное, то 1 моль любого газа при нормальных условиях (t = 0 ºC, p = 101,3 кПа) занимает одинаковый объем, равный 22,4 л:

V(1 моль O₂) = V(1 моль N₂) = V(1 моль NH₃) = V(1 моль C₂H₂) = … = 22,4 л

Пример 1 . Какое количество вещества содержится в 142 г хлора?

Подобного рода задачи легко решить составлением пропорции. Химическая формула хлора – Cl₂. Соответственно, относительная молекулярная масса составляет 71. Как уже упоминалось, молярная масса численно равна относительно молекулярной массе. Таким образом, M(Cl₂) = 71 г/моль.

Далее составляем пропорцию:

1 моль Cl₂ имеет массу 71 г (из схемы),

x моль Cl₂ имеет массу 142 г (по условию задания).

Решая данную пропорцию, находим, что 142 г хлора составляют 2 моль.

Пример 2. Сколько молекул содержит 40 г кислорода?

Химическая формула кислорода – O₂. Соответственно, относительная молекулярная масса составляет 32, соответственно, M(O₂) = 32 г/моль.

Далее составляем пропорцию:

32 г O₂ содержит 6,02∙10²³ частиц (из схемы),

40 г Cl₂ содержит x частиц (по условию задания).

Решая данную пропорцию, находим, что 40 г кислорода содержат 7,525∙10²³ частиц.

Контрольные задания:

1. Атом

2. молекула,

3. химический элемент,

4. простое вещество,

5. сложное вещество,

6. относительная атомная и относительная молекулярная массы,

7. моль,

8. химическая реакция (или химическое превращение),

9. разновидности химических реакций.

10. Основные законы химии:

Закон сохранения массы.

Закон постоянства состава.

Закон эквивалентов.

Закон Авогадро (и следствие из него).

Формулировки основных понятий и данных законов содержатся в любом учебнике химии..

II. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Свойства химических соединений определяются, прежде всего, их составом, поэтому необходимо освоить навыки составления формул соединений различных классов. Основным принципом при составлении формул молекул является подбор таких соотношений атомов или атомных групп в молекулах, чтобы обеспечить электронейтральность молекулы.

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды

Самыми простыми химическими соединениями являются такие соединения, которые состоят только из двух элементов (т.е. бинарные). Названия таким соединениям дают по названию неметалла, образующего данное соединение с прибавлением суффикса «ид». Если же бинарное соединение состоит из двух неметаллов, то обычно для составления названия этого соединения берут элемент с большей электроотрицательностью.

Примеры.

CaH₂ – гидрид кальция,

Al₂S₃ – сульфид алюминия,

NaCl – хлорид натрия,

CaF₂ – фторид кальция,

P₂S₃ – сульфид фосфора,

N₂O – оксид азота (I),

SO₂ – оксид серы (IV),

BN – нитрид бора.

Оксиды – соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Для составления химических формул оксидов необходимо знать степени окисления (с.о.) образующих их элементов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна –2. Для большинства других, практически значимых элементов, степень окисления можно определить, исходя из положения элемента в Периодической системе.

Элементы, расположенные в главных подгруппах (A) I-III групп, в соединениях проявляют постоянные степени окисления, как правило, равные номеру группы. Например, натрий из первой группы имеет с.о. = +1, стронций из второй группы имеет с.о. = +2, а с.о. алюминия из третьей группы равна +3.

Элементы, расположенные в главных подгруппах IV-VI групп, в соединениях могут иметь максимальную с.о., равную номеру группы и промежуточную, на две единицы меньшую. Например, для углерода, элемента четвертой группы, могут быть с.о., равные +4 и +2, у фосфора, элемента пятой группы, существуют с.о., равные +5 и +3.

Элементы VIIA группы могут иметь четыре положительные степени окисления: +7, +5, +3, +1. Исключение составляет ФТОР, имеющий в своих соединениях только одну, отрицательную степень окисления -1.

Элементы побочных подгрупп (B) I-III групп, как правило, имеют постоянную с.о., равную номеру группы. Исключение составляют Cu (+1, +2), Au (+1, +3) и Hg (+1, +2). Элементам IVB группы свойственны с.о. = +2 и +4. Для элементов VB-VIIIB групп нет простой связи между номером группы и устойчивыми степенями окисления. Для некоторых элементов, наиболее часто используемых в практике, значения возможных степеней окисления необходимо запомнить:

с.о. (V) = +5(кисл.), +4(амф.), +3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Cr) = +6(кисл.), +3(амф.), +2(осн.);

с.о. (Mn) = +7(кисл.), +6(кисл.), +4(амф.), +3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Fe) = +6(кисл.), +3(амф.), +2(осн.);

с.о. (Co) =+3(осн.), +2(осн.);

с.о. (Ni) =+3(осн.), +2(осн.)

В скобках показан характер солеобразующего оксида и гидроксида соответстующей степени окисления элемента.

При составлении формул оксидов необходимо, чтобы алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов обоих элементов равнялась нулю. Количественный состав молекулы определяется по наименьшему общему кратному степеней окисления элементов и должен соответствовать ПРОСТЕЙШЕЙ формуле оксида.

Химические свойства оксида определяются характером элемента, образующего оксид. Типичные металлы, типичные неметаллы и «амфотерные» элементы образуют солеобразующие оксиды трех типов, соответственно: ОСНОВНЫЕ, КИСЛОТНЫЕ и АМФОТЕРНЫЕ оксиды. В Периодической системе границу между элементами главных подгрупп, образующими основные и кислотные оксиды, формируют «амфотерные» элементы: Be, Al, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po. Из их числа исключения составляют PoO и Bi₂O₃ – основные оксиды и Sb₂O₅ и PoO₃ – кислотные оксиды.

Нужно также отметить, что некоторые оксиды не обладают кислотными, амфотерными или основными свойствами. Такие оксиды называют несолеобразующими. К ним относятся CO, N₂O, NO.

Элементы IB-IIIB групп образуют основные оксиды за исключением Zn(2+) и Au(3+), оксиды которых амфотерны. Оксиды элементов группы IVB имеют амфотерный характер. Оксиды элементов групп VB-VIIIB не имеют четкой связи между характером оксида и степенью окисления элемента.

Химические свойства оксидов определяются следующим образом:

· Основные оксиды взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль. Пример: Na₂O + SO₂ = Na₂SO₃, K₂O + ZnO = K₂ZnO₂.

· Кислотные оксиды взаимодействуют с основными или амфотерными оксидами, образуя соль. Пример: CO₂ + CaO = CaCO₃, 3CO₂ + Al₂O₃ = Al₂(CO₃)₃.

· Основные оксиды взаимодействуют с кислотами или амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример:
Na₂O + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O, Rb₂O + 2Cr(OH)₃ =
= 2RbCrO₂ + 3H₂O.

· Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример:
P₂O₅ + Mg(OH)₂ = Mg(PO₃)₂ + H₂O,
SO₃ + Be(OH)₂ = BeSO₄ + H₂O.

· Основные оксиды НЕ взаимодействуют с основными же оксидами или с основаниями.

· Кислотные оксиды НЕ взаимодействуют с кислотными же оксидами или с кислотами.

· Амфотерные оксиды НЕ взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

Контрольные задания

1. Составить уравнения реакций кислотных и амфотерных оксидов с K₂O и NaOH .

2. Составить уравнения реакций основных и амфотерных оксидов с SO₃ и HNO₃.

Кислоты и основания

Кислотами называют химические соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов образуют только ионы H⁺, что подчеркивается при составлении химических формул кислот записью символа водорода на первом месте.

Кислоты классифицируются:

· По составу (кислородные, бескислородные). Например: HNO₃ и HCl.

· По основности (одно-, двух-, трехосновные). Например: HNO₃, H₂SO₄ и H₃PO₄.

· По способности к электролитической диссоциации (сильные, слабые). Например: H₂SO₄ (сильная) и H₂S (слабая).

Сильные кислоты: H₂SO₄, H₂SeO₄, HNO₃, HClO₄, HClO₃, HBrO₄, HBrO₃, HJO₃, HCl, HBr, HI, HMnO₄, H₂Cr₂O₇. H₃PO₄ является кислотой средней силы. Остальные кислоты являются слабыми.

Если кислота многоосновна, то ее диссоциация проходит ступенчато (в отличие от диссоциации солей). Уравнения ступенчатой диссоциации кислоты будут выглядеть следующим образом (например, H₃PO₄):

I. H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^¯,

II. H₂PO₄^¯ ↔ H⁺ + HPO₄^2–,

III. HPO₄^2– ↔ H⁺ + PO₄^3–.

Основаниями называют соединения, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов образуют только ионы OH^–. Этот факт подчеркивается написанием групп OH^– после катиона.

Основания можно классифицировать:

· По кислотности (одно-, двух-, трехкислотные).

· По способности к электролитической диссоциации (сильные, слабые).

Названия оснований образуются следующим образом: к слову «гидроксид» добавляется название металла, образующего основание, и указывают его степень окисления, если она не единственная. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)₂ – гидроксид кальция, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II).

Амфотерные гидроксиды называют точно так же, как основания: Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III), Zn(OH)₂ – гидроксид цинка.

Сильными называются основания, диссоциирующие в водных растворах практически полностью, слабыми – основания, мало диссоциирующие.

Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Остальные основания являются слабыми.

Как и в случае с кислотами, если основание многокислотно (то есть содержит более, чем одну группу OH^¯), то его диссоциация протекает ступенчато (например Mg(OH)₂):

I. Mg(OH)₂ ↔ MgOH⁺ + OH^¯,

II. MgOH⁺ ↔ Mg²⁺ + OH^¯.

Химические свойства кислот и оснований определяются следующим образом:

· Основания взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Пример: 2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + H₂O,
2KOH + ZnO = K₂ZnO₂ + H₂O.

· Кислоты взаимодействуют с основными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Пример: H₂CO₃ + CaO = CaCO₃ + H₂O,
6HCl + Al₂O₃ = 2AlCl₃ + 3H₂O.

· Основания и кислоты вступают во взаимодействие друг с другом с образованием соли и воды. Пример:
Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

· Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды. Пример: 3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O.

· Основания взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (в этом случае амфотерный гидроксид записывается в «кислотной» форме). Пример:
KOH + HAlO₂ = KAlO₂ + H₂O.

· Основания НЕ взаимодействуют с основными оксидами или с основаниями.

· Кислоты НЕ взаимодействуют с кислотными оксидами или с кислотами.

Контрольные задания

1. Составить уравнения реакций кислот и амфотерных гидроксидов с K₂O и NaOH.

2. Составить уравнения реакций основных и амфотерных гидроксидов с SO₃ и HNO₃.

Соли

Соли – продукты полного или частичного замещения ионов водорода в кислотах на ионы металла, или гидроксидных ионов в основаниях на кислотный остаток. Соли могут быть трех типов – нормальные, кислые, основные.

Нормальные (средние) соли образуются при полном замещении ионов водорода. Кислые или основные соли образуются при неполном замещении – ионов водорода или гидроксидных ионов, соответственно.

При составлении формулы соли необходимо соблюдать условие электронейтральности. Заряд катиона определяется по числу OH-групп в соответствующем основании, заряд аниона (кислотного остатка) определяется по числу ионов водорода в кислоте. Например, нужно составить формулу соли, получающейся при взаимодействии Al(OH)₃ и H₂SO₄. Определяем заряды: Al³⁺, поскольку в составе основания находится три OH-группы; SO₄^2–, поскольку в составе кислоты находится два иона водорода.

Не нужно отдельно вычислять степени окисления каждого из элементов в кислотном остатке, поскольку для правильного составления формулы соли необходимо знать только заряд аниона. Более того, поскольку кислотный остаток в реакциях нейтрализации (к которым относится образование соли) остается неизменным, в химических формулах данный факт отражается записью аниона в скобках, за которыми указывается количество данных анионов в молекуле. Ни в коем случае нельзя записывать подряд число атомов того или иного элемента! Например, упомянутая выше соль записывается как Al₂(SO₄)₃, но не Al₂S₃O₁₂! Еще пример – Ca(NO₃)₂, но не CaN₂O₆. Правильная запись солей отражает также то, каким образом соль будет диссоциировать. Al₂(SO₄)₃ диссоциирует на два иона Al³⁺ и на три SO₄^2–, но НЕ на Al₂⁶⁺ и (SO₄)₃^6–! Таким образом, правильное уравнение диссоциации – Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄^2–.

При наименовании соли руководствуются следующими правилами. Название начинается с наименования аниона (кислотного остатка). Названия анионов наиболее распространенных солей приведены в приложении. Далее в родительном падеже следует название катиона. Данный способ наименования отражает то, на какие частицы диссоциирует соль в растворе. Например, Ca₃(PO₄)₂ – ортофосфат (анион PO₄^3–) кальция (катион Ca²⁺), и уравнение диссоциации будет выглядеть так: Ca₃(PO₄)₂ → 3Ca²⁺ + 2PO₄^3–. Здесь следует отметить, что коэффициенты при Ca²⁺ и при PO₄^3– в названии никак не отражаются, так как получаются автоматически при соблюдении условия электронейтральности молекулы Ca₃(PO₄)₂!

Названия кислых и основных солей подчиняются тому же правилу. Сначала называется анион соли, а затем катион в родительном падеже. В случае кислых солей перед названием АНИОНА появляется приставка «гидро-» или «дигидро-», если в соли остается два незамещенных иона водорода. В случае основных солей к названию КАТИОНА добавляется приставка «гидроксо-» или «дигидроксо-», если в соли остается две незамещенных гидроксидных группы. Следует отметить, что и в случае кислых и основных солей название отражает способ диссоциации соли в растворе.

Контрольные задания

1. Составить уравнения реакций образования всех солей, возможных при реакции кислоты и основания, указанных в задании табл. 4. Назвать соли. Написать уравнения диссоциации полученных солей.

2. По названию составить формулы солей. Написать реакцию получения солей из исходных гидроксида и кислоты.

ВНИМАНИЕ!!!!
Выбираем любой номер задания, т.е любую строчку из таблицы

Т а б л и ц а 4

номер задания	кислоты и гидроксиды	названия солей
31	Zn(OH)₂, H₂SO₄	Гидроортофосфат натрия, бромид дигидроксожелеза (III)
32	Ca(OH)₂, H₂CO₃	хлорат гидроксомагния, гидросульфат алюминия
33	Al(OH)₃, HNO₃	карбонат гидроксомеди (II), гидросульфит кальция
34	Fe(OH)₃, HCl	гидросульфид натрия, нитрат дигидроксохрома (III)
35	KOH, H₃AsO₄	гипохлорит гидроксокальция, дигидроотофосфат калия

О к о н ч а н и е

36	NaOH, H₃BO₃	хлорид гидроксоцинка, гидросиликат натрия
37	Ba(OH)₂, H₂S	гидроортоарсенат аммония, ортоборат гидроксобария
38	Sr(OH)₂, H₂SO₃	нитрат гидроксоалюминия, гидросульфат марганца (II)
39	Cr(OH)₃, HBr	гидроортоборат калия, нитрит гидроксокальция
40	RbOH, H₃PO₄	хлорид гидроксоникеля (II), гидросульфит магния

Пример 1 . кислота и гидроксид: Co(OH)₂ и H₂SeO₄.

Для написания формул всех возможных солей необходимо составить формулы всех возможных катионов и анионов, которые легко получить, выписав уравнения ступенчатой диссоциации для соединений задания:

Co(OH)₂ ↔ CoOH⁺ + OH^¯,

CoOH⁺ ↔ Co²⁺ + OH^¯;

H₂SeO₄ = H⁺ + HSeO₄^¯,

HSeO₄^¯ = H⁺ + SeO₄^2–.

Таким образом, соли могут быть образованы следующими ионами: CoOH⁺, Co²⁺, HSeO₄^¯ и SeO₄^2–. Образуем соли, не забывая соблюдать условие электронейтральности: (CoOH)₂SeO₄, CoSeO₄, Co(HSeO₄)₂.

Обратите внимание, что образование соли из катиона CoOH⁺ и аниона HSeO₄^¯ НЕВОЗМОЖНО, так как в этом случае частицы OH^¯ и H⁺ «встретятся» в формуле соли, что приведет к образованию H₂O и средней соли CoSeO₄!

Названия солей (название аниона см. приложение):

CoSeO₄ – селенат кобальта (средняя соль),

(CoOH)₂SeO₄ – селенат гидроксокобальта (основная),

Co(HSeO₄)₂ – гидроселенат кобальта (кислая).

Диссоциация солей, как уже упоминалось, происходит полностью. Запишем уравнения диссоциации:

CoSeO₄ = Co²⁺ + SeO₄^2–,

(CoOH)₂SeO₄ = 2CoOH⁺ + SeO₄^2–,

Co(HSeO₄)₂ = Co²⁺ + 2HSeO₄^¯.

Пример 2 . Названия солей: гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксомагния.

Карбонат – соль угольной кислоты (H₂CO₃), формула аниона: CO₃^2–. Приставка «гидро-» означает, что один ион водорода остается соединенным с анионом, то есть ион гидрокарбоната – HCO₃^¯. Таким образом, формула соли: Ca(HCO₃)₂. Как уже упоминалось, исходной кислотой для данной соли будет угольная (H₂CO₃). Исходным основанием – гидроксид металла, в данном случае гидроксид кальция, то есть Ca(OH)₂. Реакция образования соли выглядит следующим образом:

Ca(OH)₂ + 2H₂CO₃ = Ca(HCO₃)₂ + 2H₂O.

Аналогично рассмотрим следующую соль, сульфат гидроксомагния. Сульфат – соль серной кислоты (H₂SO₄), формула ее аниона: SO₄^2–. Приставка «гидроксо-» означает, что с ионом Mg²⁺ остается связана одна группа OH^¯, то есть гидроксид магния Mg(OH)₂, являющийся исходным основанием для образования соли, отдает при образовании соли только одну группу OH^¯ и остается в виде MgOH⁺. Таким образом, формула соли – (MgOH)₂SO₄. Реакция образования соли:

2Mg(OH)₂ + H₂SO₄ = (MgOH)₂SO₄ + 2H₂O.

Дата добавления: 2020-11-23; просмотров: 82; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

Мы поможем в написании ваших работ!