ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Индивидуальные химические вещества принято делить на простые и сложные.

Среди сложных неорганических веществ выделяют четыре основных класса: оксиды, кислоты , основания и соли

Оксиды.

Оксидами называются вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Примеры оксидов: NO, NO₂, Mn₂O₇, Al₂O_3, ZnO, K₂O.

Названия оксидов образуются из слова “оксид” и названия элемента, образующего оксид, с указанием степени окисления этого элемента, которая записывается в скобках римской цифрой. Так, первые три из указанных оксидов называются: NO - оксид азота (П), NO₂ - оксид азота (IV), Mn₂O₇ -оксид марганца (VII). В названиях последних трёх оксидов не указывается степень окисления элемента, поскольку она постоянна для этих элементов: Al₂O₃ - оксид алюминия, ZnO оксид цинка, K₂O - оксид калия.

2.1.1 классификация оксидов.

Оксиды по химическим свойствам подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие, или безразличные. К солеобразующим оксидам относятся такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или основаниями, а иногда и с кислотами, и с основаниями образуют соль. Безразличные оксиды не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями, ни с водой. К ним относятся NO, N₂O, CO.

Солеобразующие оксиды способны образовывать соли. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды - это оксиды, которым соответствуют основания.

Так, оксиду натрия соответствует основание NaOH, а оксиду кальция CaO - основание Ca(OH)₂.

Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты.

Оксиду серы (IV) SО₂- соответствует сернистая кислота Н₂SО₃, оксиду фосфора (V) - Р₂О₅ - фосфорная кислота, H₃PO₄.

Кислотные оксиды иначе называются ангидридами соответствующих кислот, например, Р₂О₅ – фосфорный ангидрид, SО₂ – сернистый ангидрид.

Степень окисления элемента, образующего кислотный оксид, равна степени окисления этого элемента в соответствующей кислоте. Так, степень окисления серы в SО₂ и Н₂SО₃ равна +4, а степень окисления фосфора в Р₂О₅ и Н₃РО₄ равна +5.

Амфотерными оксидами называются оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, и которые проявляют свойства как кислотных , так и основных оксидов .

Так, оксид цинка ZnO - амфотерный оксид, ему соответствует амфотерный гидроксид Zn(OH)₂, оксид хрома (III) - Cr(OH)₃ - тоже амфотерен, ему соответствует амфотерный гидроксид Cr(OH)₃

2.1.2. Номенклатура оксидов

По международной номенклатуре в названии оксидов указывается название элемента, образующего оксид с добавлением слова оксид и указанием степени окисления, если она переменная (если степень окисления постоянная, то её не указывают). При написании названия степень окисления указывают в скобках римской цифрой. Например: ZnO – оксид цинка, SO₂ – оксид серы (IV), SO₃ – оксид серы (VI).

Неорганические соединения (оксиды, кислоты, основания и соли) вступают в многочисленные реакции между собой, которые можно проследить на примере методов получения этих соединений.

Методы получения оксидов

1. Непосредственное взаимодействие элемента с кислородом

S+O₂=SO₂

2Ca+O₂=2CaO

2. Окисление кислородом сложных веществ

2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂

3. Разложение кислот, оснований и солей

H₂SiO₃ H₂O+SiO₂

2Al(OH)₃ 3H₂O+Al₂O₃

CaCO₃ CaO+CO₂

2.1.4. Свойства оксидов

1. Взаимодействие с водой. Оксиды щелочных, щелочно-земельных металлов и большинство оксидов неметаллов взаимодействуют с водой:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

SO₂ +H₂O = H₂SO₃

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, при этом образуются соль и вода:

Na₂O + 2HNO₃= 2NaNO₃ + H₂O

BaO + H₂SO₃ = BaSO₃↓ + H₂O

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями, при этом образуются соль и вода:

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

СО₂ + Ва(ОН)₂ = ВаСО₃↓ + Н₂О

4. Кислотные и основные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей:

Na₂O + N₂O₅ = 2NaNO₃

5. Амфотерные оксиды обладают свойствами и кислотных и основных оксидов. Они взаимодействуют и с кислотами. и со щелочами, и с кислотными , и с основными оксидами.

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H2O ZnO + SO₃ = ZnSO₄

сплавление сплавление

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O ZnO + K₂O = K₂ZnO₂

Кислоты

Определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации было дано С. Аррениусом:

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. Образовавшийся при диссоциации кислоты анион называется кислотным остатком.

Так, при диссоциации азотной кислоты (HNO₃) образуются ион водорода Н⁺ и анион NO₃^- (нитрат-ион)

HNO₃Û Н⁺+ NO₃^-.

С точки зрения состава, кислотами называются вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на металлы и кислотных остатков.

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂↑

2.2.1. Классификация кислот

Кислоты делятся на кислородосодержащие и бескислородные. Например, серная (H₂SO₄) и азотная (HNO₃) кислоты – кислородосодержащие, а соляная (HCl) и сероводородная (H₂S) – бескислородные.

2.2.2. Номенклатура кислот

Обычно названия кислородсодержащих кислот производится от названия неметалла с прибавлением окончаний – ная, - вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: - оватая, - истая, - оватистая:

HClO₄ – хлорная кислота HNO₃ – азотная кислота

HClO₃ - хлорноватая кислота HNO₂ – азотистая кислота

HClO₂ – хлористая кислота H₂SO₄ – серная кислота

HClO - хлорноватистая кислота H₂SO₃ – сернистая кислота

В таблице приведены формулы и названия некоторых кислот и их кислотных остатков.

Таблица

Формулы и названия кислот и кислотных остатков

Формула кислоты	Название кислоты	Кислотный остаток (анион)	Название аниона
HCl	Сильные кислоты Соляная (хлористо-водородная)	Cl^-	Хлорид
HBr	Бромисто-водородная	Br^-	Бромид
HJ	Йодисто-водородная	J^-	Иодид
HNO₃	Азотная	NO₃^-	Нитрат
H₂SO₄	Серная	SO₄² HSO₄^-	Сульфат Гидросульфат
HF	Слабые кислоты Фтористо-водородная	F^-	Фторид
HNO₂	Азотистая	NO₂^-	Нитрит

H₂S	Сероводородная	S^2- HS^-	Сульфид Гидросульфид
H₂SO₃	Сернистая	SO₃^2- HSO₃^-	Сульфит Гидросульфит
H₂CO₃	Угольная	CO₃^2- HCO₃^-	Карбонат Гидрокарбонат
H₂SiO₃	Кремниевая	SiO₃^2- HSiO₃^-	Силикат Гидросиликат
H₃PO₄	Ортофосфорная(фосфорная)	PO₄^3- HPO₄^2- H₂PO₄^-	Фосфат Гидрофосфат Дигидрофосфат

2.2.3. Получение кислот

Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном взаимодействии неметаллов с водородом с последующим растворением в воде:

hν

H₂+ Cl₂ = 2HCl

H₂+ S = H₂S

Большинство кислородсодержащих кислот можно получить растворением кислотных оксидов в воде:

t⁰

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты могут быть получены по реакциям обмена между солями и кислотами либо за счет получения нерастворимых солей, либо за счет вытеснения слабой кислоты сильной:

BaBr₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HBr

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

2.2.4. Химические свойства кислот

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н⁺ и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

К первому типу свойств относится:

1. взаимодействие кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Ряд напряжений (сокращенный)

Zi K Ca Na Mg Al Zn Fe Pb H Cu Ag Au

Кислоты различают по основности. Основность кислот определяется числом атомов водорода, способных замещаться на металл: HCl – одноосновная кислота, H₂SO₄– двухосновная кислота, Н₃РО₄– трехосновная кислота.

2. Взаимодействие кислот с основаниями – реакция нейтрализации:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂О

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами:

СаО + 2HCl = СаCl₂ + Н₂О

4. Взаимодействие кислот с солями:

NaCN + HCl = HCN + NaCl

Основания

С точки зрения теории электролитической диссоциации:

основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (ОН^-).

С точки зрения состава вещества:

основаниями называются соединения , состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксильных групп.

Основания имеют формулу Me(OH)_n, где Ме - ион металла; ОН^- - гидроксильная группа; n - количество гидроксильных групп, численно равное заряду иона металла (n+), например, K⁺OH,Ca²⁺(OH)_2.

2.3.1. Классификация оснований.

Основания делят на две группы: растворимые в воде – щелочи ( образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. В группу нерастворимых оснований входят и амфотерные гидроксиды, имеющие свойства и оснований и кислот.

Число гидроксильных групп в формуле основания определяет его кислотность. Например, NH₄OH - однокислотное основание, Cu(OH)₂ - двухкислотное.

2.3.2. Номенклатура оснований

По международной номенклатуре названия гидроксидов образуются из слова гидроксид и названия металла: NaOH - гидроксид натрия, Ba(OH)₂ - гидроксид бария. Если металл имеет переменную степень окисления, то в скобках указывается римской цифрой степень окисления металла в данном основании: Fe(OH)₂ - гидроксид железа (П), Fe(OH)₃ - гидроксид железа (Ш). Некоторые гидроксиды имеют специфические названия, например, гидроксид калия - едкое кали, гидроксид натрия - едкий натр, гидроксид кальция - гашеная известь.

2.3.3. Получение оснований

1. Растворимые основания – щелочи получают:

а) взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ ;

б) ) взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

SrO + H₂O = Sr(OH)₂

2. Нерастворимые основания получают взаимодействием растворимых солей металлов со щелочами: CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na₂SO₄

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl

2.3.4. Химические свойства оснований

1. Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

t⁰

Cu(OH)₂ = CuО + Н₂О

t⁰

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

2. Все основания взаимодействуют с кислотами – реакция нейтрализации:

KOH + HNO₃ = KNO3 + H2O

Cd(OH)₂ + H₂SO₄ = CdSO₄ + 2H₂O

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Са(ОН)₂ + СО₂ + СаСО₃↓ + Н₂О

4. Щелочи взаимодействуют с солями:

2NaOH + Pb(NO₃)₂ = Pb(OH)₂↓ + 2NaNO₃

2.3.5. Химические свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды обладают свойствами и кислот и оснований. Они взаимодействуют и с кислотными оксидами и с основными; и с растворами кислот и растворами щелочей. При взаимодействии с растворами щелочей образуются гидроксокомплексы: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄].

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации:

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

С точки зрения состава вещества: солями называются соединения состоящие из атомов металла и кислотного остатка. Например: NaNO₃, AlCl₃, CuSO₄.

2.4.1. Классификация солей

Соли делят на три группы: средние, кислые и основные.

Средние соли – это продукты полного замещении атомов водорода в кислоте на атомы металла или полного замещения гидроксильных групп основания на кислотные остатки. Например: Al₂(SO₄)₃, Na₂CO₃, Pb(CH₃COO)₂.

Кислые соли– это продукты неполного замещении атомов водорода в многоосновных кислотах на атомы металла. Например: NaHSO₄, Са(НРО₄), Са(Н₂РО₄)₂.

Основные соли - это продукты неполного замещении гидроксильных групп в многокислотных основаниях на кислотные остатки. Например: (CuOH)₂CO₃, AlOHCl₂, [Al(OH)₂]Cl.

2.4.2. Номенклатура солей

Названия средних солей складываются из названия кислотного остатка и названия металла. При этом, если металл имеет переменную степень окисления, то она указывается римской цифрой. Например, K₂SO₄ – сульфат калия, Al(NO₃)₃ – нитрат алюминия, CuCO₃ – карбонат меди (II).

При наименовании средних солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента, образующего кислотный остаток, добавляется окончание - ат, для высших степеней окисления,

+5 +3

- ит для низших степеней окисления: NaNO₃ - нитрат натрия, NaNO₂ - нитрит натрия.

Если элемент образует несколько кислот с различными степенями окисления используют приставки

гипо - , для низших степеней окисления и пер- для высших степеней окисления. Например: KClO –

+3 +5 +7

гипохлорит калия, KClO₂ - хлорит калия, KClO₃ – хлорат калия, KClO₄ – перхлорат калия. Если один элемент образует несколько кислот с различным содержанием числа атомов неметалла, то указывают их число: K₂CrO₄ – хромат калия, K₂Cr₂O₇ – дихромат калия.

При неполном замещении водорода в кислоте на металл образуются кислые соли. В этом случае кислотный остаток содержит один или два иона водорода, и соли называются в соответствии с названиями анионов, например, K₂HPO₄ – гидрофосфат калия, KH₂PO₄ – дигидрофосфат калия. Кислые соли образуют только многоосновные кислоты.

Основные соли являются продуктом неполного замещения гидроксид-ионов в основании на анионы кислотного остатка. В основных солях катион состоит из иона металла и одного или двух гидроксид-ионов. Если в состав катиона входит один гидроксид-ион, то к названию металла добавляется приставка гидроксо- , а если два, - то дигидроксо-, например CuOHCl – хлорид гидроксомеди (II), Al(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксоалюминия. Основные соли образуют только многокислотные основания.

Помимо средних, кислых и основных солей, существуют также двойные, смешанные и комплексные соли, которые в данной работе не рассматриваются.

2.4.3. Методы получения солей

1. Реакция нейтрализации:

Са(ОН)₂ + 2HCl = CaCl₂ + H₂О

2. Взаимодействие металла с неметаллом

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

3. Взаимодействие металла с кислотой

Со + 2HCl = CоCl₂ + H₂О

4. Взаимодействие металла с солью. Реакция протекает в том случае, если реагирующий металл стоит в ряду напряжений левее металла, входящего в состав соли

Fe+CuSO₄=FeSO₄+Cu

5. Взаимодействие основного оксида с кислотным

CaO+SO₃=CaSO₄

6. Взаимодействие основного оксида с кислотой

CuO+2HCl=CuCl₂+H₂O

7. Взаимодействие кислотного оксида с основанием

CO₂+2NaOH=Na₂CO₃+H₂O

8. Взаимодействие соли с кислотой

Na₂CO₃+2HCl = 2NaCl+H₂CO₃

9. Взаимодействие соли со щелочью

CrCl₃+3NaOH=Cr(OH)₃¯+3NaCl

10. Взаимодействие между собой двух солей в растворе. Эта реакция происходит реально в том случае, если одна из образующих солей выпадает в осадок

AgNO₃+NaCl=AgCl¯+NaNO₃

11. Чтобы превратить среднюю соль в кислую, надо добавить соответствующей кислоты

CaCO₃+H₂CO = Ca(HCO₃)₂_¥

Вновь превратить кислую соль в среднюю можно действием соответствующего основания

Ca(HCO₃)₂+Ca(OH)₂=2CaCO₃ + 2H₂O

12. Основные соли полусаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочи к растворам средних солей:

AlCl₃+ 2NaOH = Al(OH)₂Cl + 2NaCl

_______________________

Многие реакции между веществами происходят в водных растворах. Содержание вещества в растворе можно определить, зная его концентрацию. Одним из наиболее употребительных способов выражения концентрации является массовая доля растворенного вещества в растворе или, упрощенно, массовая доля.

Массовой долей растворенного вещества в растворе называется отношение массы растворенного вещества к массе раствора. (I)

Массовая доля обозначается буквой w и выражается в долях единицы или в процентах (по массе).

Правомерным является и другое определение массовой доли.

Массовая доля растворенного вещества в растворе показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 массовых единицах раствора. (II)

Пусть, например, имеется раствор соляной кислоты с массовой долей HCl 5%; иначе можно записать: 5%-ный (по массе) раствор соляной кислоты. Это означает, что: а) отношение массы соляной кислоты и массы ее раствора равно ; б) масса соляной кислоты составляет 5% от массы ее раствора; в) в 100 г (мг, кг, т) раствора содержится 5 г (мг, кг, т) собственно соляной кислоты.

Дата добавления: 2021-01-21; просмотров: 73; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 234 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!