Кислоты как неорганические вещества можно классифицировать. Относительность классификаций веществ. неорганические вещества. и их химические свойства

Простые вещества и химические соединения. Оксиды: основные, кислотные и амфотерные. Номенклатура оксидов. Зависимость кислотно-основного характера оксидов от положения в периодической системе и степени окисления элемента. Химическое взаимодействие между оксидами с образованием солей. Гидроксиды основные и амфотерные, кислоты. Их номенклатура и получение. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.

Номенклатура и свойства комплексных соединений.

Неорганические соединения различают по составу (бинарные и многоэлементные) и функциональным признакам. К бинарным соединениям относят соединения элементов с кислородом (оксиды ), галогенами (галогениды – фториды, хлориды, бромиды, иодиды), халькогенами (халькогениды – сульфиды, селениды, теллуриды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), кремнием (силициды ), а также соединения металлов друг с другом (интерметаллиды ) и водородом (гидриды ). Среди многоэлементных соединений выделяют гидроксиды (вещества, содержащие гидроксидные группы - ОН), производные гидроксидов – соли , а также комплексные соединения , гидраты и кристаллогидраты.

В соответствии с правилами ИЮПАК наименование любого вещества должно однозначно указывать на его состав. Поэтому в основу систематических.е. нование любого вещества должно однозначно указывать на его состав, поэтому в основу системаи соединений, нные соотношения названий неорганических веществ положены названия элементов, входящих в их состав.

Название бинарного соединения образуется из латинского корня наименования более электроотрицательного элемента с окончанием –ид и русского наименования менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. При написании формулы вещества менее электроотрицательный элемент стоит левее. Например, Al 2 O 3 – оксид алюминия, AgI – иодид серебра, OF 2 – фторид кислорода. Для некоторых элементов корни их русских названий совпадают с корнями латинских, за исключением элементов, представленных ниже в таблице 1:

Таблица 1

Названия химических элементов

Символьная запись	Русское название	Латинское название
Ag	Серебро	Аргент-
As	Мышьяк	Арс-, арсен-
Au	Золото	Аур-
C	Углерод	Карб-, карбон-
Cu	Медь	Купр-
Fe	Железо	Ферр-
H	Водород	Гидр-, гидроген-
N	Азот	Нитр-
Ni	Никель	Никкол-
O	Кислород	Окс-, оксиген-
Pb	Свинец	Плюмб-
S	Сера	Сульф-, тио-
Sb	Сурьма	Стиб-
Si	Кремний	Сил-, силиц-, силик-
Hg	Ртуть	Меркур-
Mn	Марганец	Манган-
Sn	Олово	Станн-

Для обозначения количественного состава используют греческие числительные в качестве приставки, например, Hg 2 Cl 2 – дихлорид диртути, СО – монооксид углерода, СО 2 - диоксид углерода.

Числительные приставки имеют следующие названия:

1 - Моно- 5 - Пента- 9 - Нона-

2 - Ди- 6 - Гекса- 10 - Дека-

3 - Три- 7- Гепта- 11 - Ундека-

4 - Тетра- 8 - Окта- 12- Додека- .

Название многоэлементного соединения отражает его функциональные признаки, такие как принадлежность к гидроксидам или кислотам. Гидрооксиды – это соединения оксидов с водой. Их подразделяют на основные, проявляющие в химических реакциях свойства оснований, кислотные – проявляющие свойства кислот, амфотерные – способные проявлять как кислотные, так и основные свойства.

К классу оснований , согласно теории электролитической диссоциации, относят вещества, способные в водном растворе диссоциировать с образованием гидроксид-ионов ОН - : Наименование основного гидроксида (или основания) образовано из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого при необходимости указывают степень окисления элемента. Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) или дигидроксид железа. Общую формулу основания можно записать как М(ОН) m , где М – металл, m- число гидроксильных групп, или кислотность основания .

Вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода Н + , в соответствии с теорией электролитической диссоциацией относят к классу кислот .

Кислоты в зависимости от наличия в их составе кислорода подразделяются на кислородсодержащие и на безкислородные . В общем случае формулу кислоты можно записать как Н n А, где А – кислотный остаток, n – число атомов водорода в молекуле, или основность кислоты .

Систематическое название кислоты включает в себя наименование двух частей: электроположительной (атомы водорода) и электроотрицательной (кислотный остаток, анион). В названии аниона вначале указывают атомы кислорода (-оксо-), затем кислотообразующего элемента с добавлением суффикса -ат, далее в скобках абсолютную величину степени окисления этого элемента. Например, H 2 CO 3 – триоксокарбонат (IY) водорода, Н 2 SO 4 – тетраоксосульфат (VI) водорода. При наличии в анионе других атомов название аниона составляют из латинских корней названий соответствующих элементов и соединительной гласной -о- в порядке их размещения в формуле справа налево. Например, H 2 SO 3 (O 2) – пероксотриоксосульфат (VI) водорода, Н 2 SO 3 S – тиотриоксосульфат (VI) водорода. Систематические наименования наиболее употребительных кислот представлены в таблице 3.

Традиционное название состоит из двух слов – прилагательного, производного от корня названия кислотообразующего элемента, и слова «кислота», например, Н 2 SO 4 – серная кислота, НNO 3 – азотная кислота.

Амфотерные гидрооксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу оснований, так и по типу кислот, например,

При взаимодействии с кислотами они проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот. Их названия составляют по схеме, соответствующей основным гидроксидам.

Таблица 2

Названия важнейших кислот и их солей

Формула кислоты	Названия
Кислоты	Соли
HAlO 2	Метаалюминиевая	Метаалюминат
HAsO 3	Метамышьяковая	Метаарсенат
H 3 AsO 4	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
HAsO 2	Метамышьяковистая	Метаарсенит
H 3 AsO 3	Ортмышьяковистая	Ортоарсенит
HBO 2	Метаборная	Метаборат
H 3 BO 3	Ортоборная	Ортоборат
H 2 B 4 O 7	Четырёхборная	Тетраборат
HBr	Бромводород	Бромид
HOBr	Бромноватистая	Гипобромит
HBrO 3	Бромноватая	Бромат
HCOOH	Муравьиная	Формиат
CH 3 COOH	Уксусная	Ацетат
HCN	Циановодород	Цианид
H 2 CO 3	Угольная	Карбонат
H 2 C 2 O 4	Щавелевая	Оксалат
HCl	Хлороводород	Хлорид
HOCl	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO 2	Хлористая	Хлорит
HClO 3	Хлорноватая	Хлорат
HClO 4	Хлорная	Перхлорат
HCrO 2	Метахромистая	Метахромит
H 2 CrO 4	Хромовая	Хромат
H 2 Cr 2 O 7	Двухромовая	Дихромат
HI	Йодоводород	Йодид
HOI	Йодноватистая	Гипойодит
HIO 3	Йодноватая	Йодат
HIO 4	Йодная	Перйодат
HMnO 4	Марганцовая	Перманганат
H 2 MnO 4	Марганцовистая	Манганат
H 2 MoO 4	Молибденовая	Молибдат
HN 3	Азидоводород (азотистоводородная)	Азид
HNO 2	Азотистая	Нитрит
HNO 3	Азотная	Нитрат
HPO 3	Метафосфорная	Метафосфат
H 3 PO 4	Ортофосфорная	Ортофосфат
H 4 P 2 O 7	Двуфосфорная (пирофосфорная)	Дифосфат (пирофосфат)
H 3 PO 3	Фосфористая	Фосфит
H 3 PO 2	Фоснофорноватистая	Гипофосфит
H 2 S	Сероводород	Сульфид
HSCN	Родановодород	Роданид
H 2 SO 3	Сернистая	Сульфит
H 2 SO 4	Серная	Сульфат
H 2 S 2 O 3	Тиосерная	Тиосульфат
H 2 S 2 O 7	Двусерная (пиросерная)	Дисульфат (пиросульфат)
H 2 S 2 O 8	Пероксодвусерная (надсерная)	Пероксидосульфат (персульфат)
H 2 Se	Селеноводород	Селенид
H 2 SeO 3	Селенистая	Селенит
H 2 SeO 4	Селеновая	Селенат
H 2 SiO 3	Кремниевая	Силикат
HVO 3	Ванадиевая	Ванадат
H 2 WO 4	Вольфрамовая	Вольфрамат

Соли представляют собой продукты замещения ионов водорода кислоты на металл или гидроксильных групп основания на кислотный остаток. В зависимости от полноты замещения атомов водорода или гидроксильных групп соли подразделяют на средние (или нормальные ), например К 2 SO 4 , кислые (или гидросоли ) например NaHCO 3 , и основные (или гидроксосоли ) например FeOHCl. Различают также двойные соли , образованные двумя металлами и одним кислотным остатком (КАl(SO 4) 2), и смешанные соли, образованные одним металлом и двумя кислотными остатками (СаСlОСl). Названия солей обусловлены систематическими названиями соответствующих кислот, например, К 2 SO 4 – тетраоксосульфат (VI) калия, NaHCO 3 – триоксокарбонат (IY) водорода-натрия, FeOHCl или, точнее, FeClOH – гидрокси-хлорид железа (II).

При наличии числовых приставок (1, 2, . . .) в названии вещества для верного понимания формулы применяют умножение приставки (например, КАl 3 (SO 4) 2 (OH) 6 – гексагидроксид-бис(сульфат) триалюминия-калия). Названия приставок следующие:

1 Монокис- 5 Пентакис- 9 Нонакис-

3 Трис- 7 Гептакис- 11 Ундекасис-

Традиционные наименования солей также содержат названия анионов в именительном падеже и названия катионов в родительном падеже (см. табл. 2), например, К 2 SO 4 – сульфат калия, NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия, FeOHCl – гидроксохлорид железа (II).

Оксиды в зависимости от характерных функций, выполняемых в химических реакциях, подразделяют на солеобразующие (среди них выделяют основные, кислотные и амфотерные) и несолеобразующие .

Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Им соответствуют основания, так как они их образуют при взаимодействии с водой, например СаО – Са(ОН) 2 .

Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Они могут быть получены путем отделения воды от соответствующей кислоты. Поэтому их называют также ангидридами кислот, например SO 3 – ангидрид Н 2 SO 4 .

Амфотерные оксиды образуют соли как при взаимодействии с кислотами, так и при взаимодействии с основаниями, например, ZnO, Al 2 O 3 .

Гидраты и кристаллогидраты – соединения, содержащие в своем составе воду, например, NH 3 ∙ Н 2 О ∙ Fe 2 O 3 , n H 2 O, СuSO 4 ∙ 5Н 2 О. Как систематические, так и традиционные названия таких соединений начинаются со слова «гидрат» с соответствующей приставкой: NH 3 ∙ Н 2 О – гидрат аммиака, Fe 2 O 3 ∙ n H 2 O – полигидрат оксида железа (III), СuSO 4 ∙ 5Н 2 О – пентагидрад тетраоксосульфата меди (II), или пентагидрад сульфата меди (II).

Лекция 5. Химическая термодинамика

Химическая термодинамика. Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Энтропия. Второе начало термодинамики. Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельгмольца.

Химическая термодинамика.

Термодинамика изучает взаимное превращение теплоты, работы и различных видов энергии. Слово термодинамика происходит от греческих слов термос (тепло) и динамос (сила, мощь). Термин термодинамика был введён Томсоном в 1854 году, который употребил его как синоним понятий теплота и работа.

Термодинамика основывается на трёх фундаментальных принципах, которые называются началами термодинамики. Они являются обобщением многочисленных экспериментальных фактов.

Применение методов термодинамики к химическим реакциям и процессам обусловили появление химической термодинамики. Предметом изучения химической термодинамики является превращение энергии при химических взаимодействиях, которые происходят при протекании химических процессов.

Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс.

Термодинамика использует ряд понятий и модельных представлений, таких как термодинамическая система, параметры состояния, энергия, теплота, работа. Перейдем к их рассмотрению.

Понятие система означает ту часть материального мира, которую мы исследуем. Например, химический стакан с водой, реактор на химическом предприятии. Остальная часть материального мира, за пределами условно выделенной системы – называется окружением.

Термодинамической системой – называется совокупность тел, которая фактически или мысленно может быть выделена из окружающей среды. Система отделена от окружения границей, через которую совершается материальный обмен - массообмен или (и) теплообмен. В зависимости от степени изолированности различают открытые, закрытые, изолированные системы.

Открытые системы – это системы, которые обмениваются с внешней средой веществом, механической работой, теплотой и излучением. Например, в пробирке смешивается карбонат натрия (сода) с раствором хлорводородной кислоты. В результате протекает реакция

Na 2 CO 3 + HCl = NaCl + CO 2 + H 2 O.

В рассматриваемом химическом процессе масса системы уменьшается, так как улетучивается диоксид углерода, и выделяется тепло, часть которого идёт на нагрев окружающего воздуха.

Закрытые системы – системы, которые не обмениваются с внешней средой веществом, но взаимодействуют с ней посредством механической работы, теплообмена и излучения. Примером закрытой системы является пробирка, в которой происходит смешение соды с хлорводородной кислотой, закрытая пробкой.

Изолированные системы – системы невзаимодействующие с внешней средой. Между изолированной системой и окружением не происходит никакого обмена ни веществом, ни энергией. На практике понятие абсолютно изолированных систем не существует, оно является абстрактным, мысленным построением. Примером приближенно изолированной системы является термос или сосуд Дьюара.

Система может находиться в том или ином состоянии. Состоянием системы называется совокупность физических и химических свойств, характеризующих систему.

Состояние термодинамической системы характеризуют параметры состояния : давление, объём, температура, концентрация.

Давление (Р) характеризует подвижность молекул и определяется силой, с которой газообразные частицы действуют на стенки сосуда. Давление измеряют в Па (Паскаль), атм (атмосфера), мм рт. ст. (миллиметры ртутного столба): 1 атм = 760 мм рт. ст. = 101325 Па.

Объём (V) характеризует часть пространства, занимаемого веществом. Измеряют объём в м 3 (кубический метр), см 3 (кубический сантиметр), л (литр), мл (миллилитр): 1 м 3 = 1000 л; 1л = 1000 мл.

Температура (Т, t) характеризует степень нагретости системы и измеряется в К (шкала Кельвина) и 0 С (шкала Цельсия). Для перевода температур, выраженных в разных шкалах, используют выражение

Т = t + 273 (1).

Концентрация вещества (с) определяет количественный состав раствора, смеси, расплава. Например, молярная концентрация – количество молей вещества в 1 л раствора или смеси, обозначается через моль/л.

Таким образом, набор параметров (р, V, Т) называется состоянием системы, так как считается, что он полностью определяет состояние. Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, измеряемыми в опыте. Они являются функциями состояния, то есть их изменение определяется только начальным и конечным состояниями и не зависит от пути процесса, в результате которого произошло это изменение

∆ Т = Т кон – Т нач = Т 2 – Т 1 (2).

Для бесконечно малых изменений можно записать

∆ Т = dT (3).

Если величина не является функцией состояния, а зависит от пути процесса, то она является функцией перехода. В этом случае бесконечно малое изменение величины А записывают в виде

∆А = δА (4).

Таким образом, знак ∆ - обозначает изменение величины, являющейся функцией состояния, знак δ – обозначает изменение величины, являющейся функцией перехода.

Термодинамические параметры не являются независимыми, а связаны уравнением состояния. Примером такого уравнения является уравнение состояния идеального газа, которое называется уравнением Менделеева-Клайперона

где n – число молей газа; R – газовая постоянная.

Состояние термодинамической системы может изменяться с течением времени. Обычно такое изменение фиксируется при измерении одного из термодинамических параметров. Поэтому в термодинамике используется понятие термодинамического процесса.

Термодинамическим процессом называется всякое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного параметра. Таким образом, термодинамический процесс – это изменение состояния системы. Различают следующие процессы: изохорный (V = const), изобарный (p = const), изотермический (T = const), адиабатный (теплота Q = 0).

Термодинамические процессы бывают:

-обратимые , когда переход из одного состояния в другое и обратно может происходить по одному и тому же пути, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остаётся макроскопических изменений; примером обратимого процесса является сжатие и растяжение пружины;

-необратимые или неравновесные , когда параметры изменяются с конечной скоростью и переход из одного состояния в другое и обратно не может происходить по одному и тому же пути, в результате в окружающей среде остаются макроскопические изменения; примером необратимого процесса является пластическая деформация металлической проволоки.

Внутренняя энергия, теплота, работа.

Кроме термодинамических параметров немаловажную роль играют и другие термодинамические величины, такие как работа и теплота. Они являются количественной мерой термодинамических процессов и характеризуют участие системы в термодинамических процессах. Работа и теплота являются энергетическими характеристиками. Поэтому рассмотрим понятие энергии.

Энергия происходит от греческого слова «действие» - есть мера способности совершать работу. Энергия измеряется в Дж (Джоуль). Многочисленные наблюдения и опытные факты говорят о следующих свойствах энергии.

Энергия не исчезает и не возникает из ничего.

Энергия может существовать в разнообразных формах.

В изолированной системе энергия может переходить из одной формы в другую, но её количество остаётся постоянным.

Если система не изолирована, то её энергия может изменяться, но при одновременном изменении энергии внешней среды на точно такую же величину.

Любая система обладает определённым запасом энергии, то есть энергия неотъемлемое свойство системы.

Для рассмотрения химических процессов важны следующие формы энергии: солнечная, механическая, химическая, ядерная, электрическая.

Различают следующие виды энергии: кинетическую (энергия движения), потенциальную (энергия положения и взаимодействия) и внутреннюю энергию (энергию состояния).

В химии все многообразие неорганических веществ: принято разделять на две группы – простые и сложные. Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. А сложные – на производные от простых, образованные путем их взаимодействия с кислородом, водой и между собой. Эту классификацию неорганических веществ в виде схемы изображают следующим образом:

Рис. 2.1. Классификация неорганических соединений.

Классификация реакций в неорганической химии. В неорганической химии различают реакции: 1)соединения, 2)разложения (и те и другие могут быть окислительно-восстановительными реакциями, а могут и не быть таковыми), 3)обмена, 4)замещения, которые всегда являются окислительно-восстановительными. Схемы реакций и примеры даны в таблице 2.1.

Таблица 2.1

Классификация реакций

Рассмотрим получение и свойства наиболее важных классов неорганических соединений.

ОКСИДЫ (окислы) - сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления, равной -2. Общая формула любого оксида - Э х О у -2 . Различают солеобразующие (основные : Li 2 O, CaO, MgO ,FeO; амфотерные : ZnO, Al 2 O 3 , SnO 2 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ; кислотные : B 2 O 3 , SO 3 , CO 2 , P 2 O 5 Mn 2 O 7) и несолеобразующие : N 2 O, NO, CO оксиды. Элементы с переменной степенью окисления образуют несколько оксидов (MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5). В высшем оксиде, как правило, элемент находится в степени окисления, равной номеру группы.

По современной международной номенклатуре названия оксидов составляют следующим образом: слово «оксид», далее русское название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента (если она переменна). Например: FeO – оксид железа (II), P 2 O 5 – оксид фосфора (V).

Основные оксиды это те, которым соответствуют гидроксиды – основания. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами с образованием соли и воды. Основные оксиды образуются только металлами в степени окисления +1,+2 (иногда +3), например: BaO, SrO, FeO, MnO, CrO, Li 2 O, Bi 2 O 3 , Ag 2 O.

Получение основных оксидов :

1) Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 O, K 2 O крайне труднодоступны.

2) Обжиг сульфидов:

2СuS+3O 2 =2CuO+2SO 2 ;

4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2 .

3) Разложение гидроксидов:

Cu(OH) 2 =CuO+H 2 O.

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4) Разложение солей некоторых кислородсодержащих кислот:

BaCO 3 =BaO+CO 2 ,

2Pb(NO 3) 2 =2PbO+4NO 2 +O 2

Свойства основных оксидов . Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера; в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с ионами O 2- , поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава, и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

1) Отношение к воде.

Процесс присоединения воды называется гидратацией, а образующееся вещество – гидроксидом. Из основных оксидов с водой взаимодействуют только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra).

Li 2 O+H 2 O=2LiOH;

BaO+H 2 O=Ba(OH) 2 .

Большинство же основных оксидов в воде не растворяются и не взаимодействуют с ней. Соответствующие их гидроксиды получают косвенным путем – действием щелочей на соли (см. ниже).

2) Отношение к кислотам.

CaO+H 2 SO 4 =CaSO 4 +H 2 O;

FeO+2HCl=FeCl 2 +H 2 O.

3) Отношение к кислотным и амфотерным оксидам.

Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов при сплавлении взаимодействуют с твердыми кислотными и амфотерными оксидами, а также с газообразными кислотными оксидами при обычных условиях.

CaO+CO 2 =CaCO 3;

3BaO+P 2 O 5 =Ba 3 (PO 4) 2 ;

сплавление

Li 2 O+Al 2 O 3 =2LiAlO 2 .

сплавление

Основные оксиды менее активных металлов взаимодействуют только с твердыми кислотными оксидами при сплавлении.

Кислотные оксиды - оксиды, которые при взаимодействии с основаниями образуют соль и воду. Кислотным оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов в различных степенях окисления, либо оксиды металлов в высокой степени окисления (+4 и выше). Примеры: SO 2 , SO 3 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 , CrO 3 .

Химическая связь в кислотных оксидах – ковалентная полярная. При обычных условиях кислотные оксиды неметаллов могут быть газообразными (CO 2 , SO 2), жидкими (N 2 O 3 , Cl 2 O 7), твердыми (P 2 O 5 , SiO 2).

Получение кислотных оксидов .

1) Окисление неметаллов:

2) Окисление сульфидов:

2ZnS+3O 2 =2ZnO+2SO 2 

3) Вытеснение непрочных слабых кислот из их солей:

CaCO 3 +2HCl=CaCl 2 +CO 2 +H 2 O.

Свойства кислотных оксидов .

1) Отношение к воде.

Большинство кислотных оксидов растворяются в воде, вступая с ней в химическое взаимодействие и образуя кислоты:

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4 ,

CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 .

2) Отношение к основаниям.

Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями – щелочами, образуя соль и воду.

SO 2 +2NaOH=Na 2 SO 3 +H 2 O;

P 2 O 5 +6NaOH=2Na 3 PO 4 +3H 2 O

сплавление

3) Отношение к основным и амфотерным оксидам.

Твердые кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при сплавлении. Жидкие и газообразные оксиды взаимодействуют с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов при обычных условиях.

P 2 O 5 +3CuO=Cu 3 (PO 4) 2 ;

сплавление

3SiO 2 +Al 2 O 3 =Al 2 (SiO 3) 3

сплавление

Амфотерные оксиды взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, проявляя свойства кислотных и основных оксидов. Им соответствуют амфотерные гидроксиды. Все они твердые вещества, нерастворимые в воде. Примеры амфотерных оксидов: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Sb 2 O 3 , MnO 2 .

Свойства амфотерных оксидов .

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами как основные:

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O,

а со щелочами – как кислотные. Состав продуктов реакции зависит от условий. При сплавлении:

ZnO+2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O;

Цинкат натрия

В растворе щелочи образуется растворимая комплексная соль, содержащая гидроксокомплексный ион:

ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2

Тетрагидроксоцинкат натрия

Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, которым не соответствуют гидроксиды и соли. Примеры: CO, N 2 O, NO, SiO.

Оксиды широко распространены в природе. Так вода – самый распространенный оксид покрывает 71% поверхности планеты. Оксид кремния (IV) в виде 400 разновидностей кварца составляет 12% от массы земной коры. Оксид углерода (IV) (углекислый газ) содержится в атмосфере - 0,03% по объему, а также в природных водах. Важнейшие руды: гематит, магнетит, бурый железняк состоят из различных оксидов железа. Бокситы содержат оксид алюминия, и т.д.

ОСНОВАНИЯ – сложные вещества, в которых на атом металла приходится одна или несколько гидроксогрупп ОН - . Степень окисления атомов металла обычно +1, +2 (реже +3). Общая формула оснований Ме(ОН) х, где х – число гидроксогрупп – кислотность основания. (МеОН – однокислотное, Ме(ОН) 2 – двухкислотное, Ме(ОН) 3 – трехкислотное основание).

Названия основаниям дают следующим образом: «гидроксид», затем русское название металла в родительном падеже, а в скобках римскими цифрами – степень окисления, если она переменная. Например: KOH –гидроксид калия, Ni(OH) 2 – гидроксид никеля(II).

При обычных условиях основания – твердые вещества, кроме гидроксида аммония – водного раствора аммиака NH 4 OH (NH 4 + - ион аммония, входящий в состав солей аммония).

Классификация оснований. В зависимости от отношения к воде основания делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. К растворимым основаниям - щелочам относятся только гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Ra(OH) 2) а также водный раствор аммиака. Все остальные основания практически нерастворимы в воде.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионов:

Ме(ОН) х  Ме х+ + хОН - .

Наличие в растворе ионов гидроксида определяют с помощью индикаторов: лакмуса (синий), фенолфталеина (малиновый), метилоранжа (желтый). Нерастворимые основания не меняют окраски индикаторов.

Классификация неорганических веществ основана на их способности к разложению. Простые вещества, состоящие из атомов только одного химического элемента (O 2 , H 2 , Mg), не распадаются. Легко разлагаются сложные вещества, состоящие из атомов двух и более элементов (CO 2 , H 2 SO 4 , NaOH, KCl).

Простые

Классификация классов неорганических веществ включает:

металлы - элементы, обладающие тепло- и электропроводностью, высокой пластичностью, ковкостью, металлическим блеском;
неметаллы - более хрупкие, чем металлы, элементы, не обладающие электропроводностью и проявляющие окислительные свойства.

Рис. 1. Схема классификации неорганических веществ.

Металлы расположены в нижнем левом углу периодической таблицы, неметаллы - в правом верхнем углу и включают благородные газы.

Рис. 2. Расположение металлов и неметаллов в таблице Менделеева.

Многие простые химические элементы обладают аллотропией - свойством образовывать несколько простых веществ. Например, при присоединении ещё одного атома к кислороду образуется простое вещество озон (О 3), углерод в зависимости от количества атомов образует графит, уголь или алмаз.

Сложные

Сложные вещества классифицируют на следующие классы:

оксиды - состоят из двух элементов, один из которых является кислородом;
кислоты - состоят из атомов водорода и кислотного остатка;
основания - состоят из металла и одной или нескольких гидроксильных групп;
соли - состоят из металла и кислотного остатка.

Отдельно выделяют амфотерные гидроксиды, которые проявляют свойства кислот и оснований. Это твёрдые вещества, являющиеся слабыми электролитами. К ним относятся гидроксиды металлов со степенью окисления +3 и +4. Исключениями являются Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 .

Более подробная классификация сложных веществ представлена в таблице с примерами.

*Вид*	*Номенклатура*	*Химические свойства*	*Пример*
Оксиды - Е х О у	Оксид элемента (степень окисления)	Выделяют основные оксиды, которые при взаимодействии с кислотами образуют соли, и кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с основаниями кислоты. Отдельно выделяют амфотерные оксиды, взаимодействующие с кислотами и основаниями (образуется соль)	Na 2 O - оксид натрия, Fe 2 O 3 - оксид железа (III), N 2 O 5 - оксид азота (V)
Основания - Ме(ОН) х	Гидроксид металла (степень окисления)	В соответствии с растворимостью выделяют щёлочи и нерастворимые в воде основания. Щёлочи взаимодействуют с неметаллами и кислотными оксидами. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами и способны разлагаться при высоких температурах	Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Cu(OH) 2 - гидроксид меди (II), NaOH - гидроксид натрия
Кислоты - H n Ac	Читается в зависимости от кислотного остатка	Взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряде активности, с оксидами, солями. Способны разлагаться при высоких температурах	H 2 SO 4 - серная кислота, HCl - соляная кислота, HNO 3 - азотная кислота
Соли - Ме х (Ас) у	Кислотный остаток металла (степень окисления)	Реагируют с кислотами, щелочами, металлами и солями	Na 2 SO 4 - сульфат натрия, CaCO 3 - карбонат кальция, KCl - хлорид калия

Рис. 3. Список названий кислот.

Генетические связи между классами основаны на взаимном превращении веществ. При химических реакциях атомы переходят от одного вещества к другому, образуя генетические ряды (ряды превращений). Металл при присоединении кислорода образует оксид, который при взаимодействии с водой превращается в основание. Из неметалла образуется кислотный оксид, который, взаимодействуя с водой, образует кислоту. Любой генетический ряд заканчивается солью.

Что мы узнали?

Неорганические вещества включают простые и сложные соединения. Простые вещества состоят из атомов одного и того же элемента. К ним относятся металлы и неметаллы. Сложные соединения включают вещества, состоящие из нескольких элементов. К ним относятся оксиды, кислоты, основания, соли и амфотерные гидроксиды. Все вещества генетически связаны между собой. Из простого вещества можно получить более сложное вещество. Наиболее сложными веществами считаются соли.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 102.

Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна -2.

Оснóвные оксиды образуют типичные металлы со С.О. +1,+2 (Li 2 O, MgO, СаО,CuO и др.).

Кислотные оксиды образуют неметаллы со С.О. более +2 и металлы со С.О. от +5 до +7 (SO 2 , SeO 2 , Р 2 O 5 , As 2 O 3 , СO 2 ,SiO 2 , CrO 3 и Mn 2 O 7). Исключение: у оксидов NO 2 и ClO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными.

Амфотерные оксиды образованы амфотерными металлами со С.О. +2,+3,+4 (BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 и РЬО).

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов со С.О.+1,+2 (СО, NO, N 2 O, SiO).

Основания (осно́вные гидрокси́ды ) - сложные вещества, которые состоят из иона металла (или иона аммония) и гидроксогруппы (-OH).

Кислотные гидроксиды (кислоты) — сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами.

Соли – сложные вещества, образованные атомами металлов, соединёнными с кислотными остатками.

Средние (нормальные) соли - все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла.

Кислые соли - атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Чтобы правильно назвать кислую соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидро- или дигидро- в зависимости от числа атомов водорода, входящих в состав кислой соли.

Например, KHCO 3 – гидрокарбонат калия, КH 2 PO 4 – дигидроортофосфат калия

Нужно помнить, что кислые соли могут образовывать только двух и более основные кислоты.

Осно́вные соли - гидроксогруппы основания (OH −) частично замещены кислотными остатками. Чтобы назвать основную соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидроксо- или дигидроксо- в зависимости от числа ОН — групп, входящих в состав соли.

Например, (CuOH) 2 CO 3 — гидроксокарбонат меди (II).

Нужно помнить, что основные соли способны образовывать лишь основания, содержащие в своём составе две и более гидроксогрупп.

Двойные соли - в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Например,KAl(SO 4) 2 , KNaSO 4.

Смешанные соли - в их составе присутствует два различных аниона. Например, Ca(OCl)Cl.

Гидратные соли (кристаллогидраты ) - в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: Na 2 SO 4 ·10H 2 O.

Тривиальные названия часто употребляемых неорганических веществ:

Формула	Тривиальное название
NaCl	галит, каменная соль, поваренная соль
Na 2 SO 4 *10H 2 O	глауберова соль
NaNO 3	Натриевая, чилийская селитра
NaOH	едкий натр, каустик, каустическая сода
Na 2 CO 3 *10H 2 O	кристаллическая сода
Na 2 CO 3	Кальцинированная сода
NaHCO 3	пищевая (питьевая) сода
K 2 CO 3	поташ
КОН	едкое кали
KCl	калийная соль, сильвин
KClO 3	бертолетова соль
KNO 3	Калийная, индийская селитра
K 3	красная кровяная соль
K 4	желтая кровяная соль
KFe 3+	берлинская лазурь
KFe 2+	турнбулева синь
NH 4 Cl	Нашатырь
NH 3 *H 2 O	нашатырный спирт, аммиачная вода
(NH 4) 2 Fe(SO 4) 2	соль Мора
СаO	негашеная (жженая) известь
Са(OH) 2	гашеная известь, известковая вода, известковое молоко, известковое тесто
СaSO 4 *2H 2 O	Гипс
CaCO 3	мрамор, известняк, мел, кальцит
СаНРO 4 × 2H 2 O	Преципитат
Са(Н 2 РO 4) 2	двойной суперфосфат
Са(Н 2 РO 4) 2 +2СаSO 4	простой суперфосфат
CaOCl 2 (Ca(OCl) 2 + CaCl 2)	хлорная известь
MgO	жженая магнезия
MgSO 4 *7H 2 O	английская (горькая) соль
Al 2 O 3	корунд, боксит, глинозем, рубин, сапфир
C	алмаз, графит, сажа, уголь, кокс
AgNO 3	ляпис
(CuОН) 2 СO 3	малахит
Cu 2 S	медный блеск, халькозин
CuSO 4 *5H 2 O	медный купорос
FeSO 4 *7H 2 O	железный купорос
FeS 2	пирит, железный колчедан, серный колчедан
FeСО 3	сидерит
Fe 2 О 3	красный железняк, гематит
Fe 3 О 4	магнитный железняк, магнетит
FeО × nH 2 О	бурый железняк, лимонит
H 2 SO 4 × nSO 3	олеум раствор SO 3 в H 2 SO 4
N 2 O	веселящий газ
NO 2	бурый газ, лисий хвост
SO 3	серный газ, серный ангидрид
SO 2	сернистый газ, сернистый ангидрид
CO	угарный газ
CO 2	углекислый газ, сухой лед, углекислота
SiO 2	кремнезем, кварц, речной песок
CO + H 2	водяной газ, синтез-газ
Pb(CH 3 COO) 2	свинцовый сахар
PbS	свинцовый блеск, галенит
ZnS	цинковая обманка, сфалерит
HgCl 2	сулема
HgS	киноварь

«Классификация и номенклатура неорганических соединений»

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

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления (– 2).

При написании формулы оксида символ элемента, образующего оксид, ставится на первое место, а кислорода – на второе. Общая формула оксидов: Эх Оу .

Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2 О2 , проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу – О– О–). Например, пероксид натрия Na2 O2 (Na–O–O–Na), а оксид натрия Na2 O (Na–O–Na). В пероксидах степень окисления кислорода равна (–1). Так, в пероксиде бария BaO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода –1.

Названия оксидов

Названия оксидов в соответствии с номенклатурными правилами образуются из слова «оксид» и названия оксидообразующего элемента в родительном падеже, например, СаО – оксид кальция, К2 О – оксид калия.

В случае, когда элемент обладает переменной степенью окисления и образует несколько оксидов, после названия этого элемента указывают его степень окисления римской цифрой в скобках, или прибегают к помощи греческих числительных (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Например,

VO – оксид ванадия (II) или монооксид ванадия;

V2 O3 – оксид ванадия (III) или триоксид диванадия; VO2 – оксид ванадия (IV) или диоксид ванадия; V2 O5 – оксид ванадия (V) или пентаоксид диванадия.

Классификация оксидов

По реакционной способности оксиды можно разделить на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

	Солеобразующие оксиды		Несолеобразующие

Основные	Кислотные	Амфотерные	Образуют неметаллы с
			небольшой степенью
Образуют металлы	Образуют металлы и	Образуют металлы с
			окисления
со степенью окисления	неметаллы со	промежуточной

	степенью окисления	степенью окисления
			Например, NO, CO, N2 O,
Например,

Li2 O, CaO	Например,	Например,
			Данная группа оксидов
	Mn2 O7 , CrO3	ZnO, Al2 O3 , SnO, BeO,
			не проявляет ни
		As2 O3 , Fe2 O3
			основных, ни кислотных

			свойств и не образуют

Основные оксиды. Получение основных оксидов и их химические свойства

Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na2 O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2 .

Получение основных оксидов

1. Взаимодействие металла с кислородом. Например: 4 Li + O 2 → 2 Li2 O.

2. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, оснований. Например:

MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;

2Cu(NO3 )2 ¾¾® 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;

Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H2 O .

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой. По отношению к воде основные оксиды делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые – это оксиды щелочных металлов (Li2 O, Na2 O, K2 O, Rb2 O, Cs2 O) и щелочноземельных металлов (CaO,SrO, BaO). Растворяясь в воде, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуют растворимые в воде основания, называемые щелочами. К нерастворимым в воде относятся оксиды остальных металлов. Например:

Na2 O + H2 O → 2NaOH;

CaO + H2 O → Ca(OH)2 .

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Например: CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2 O

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными, образуя при этом соль. Например:

СаO + SO3 → CaSO4

Кислотные оксиды. Получение кислотных оксидов и их химические свойства

Кислотными называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2 , P2 O5 , SO3 являются кислотными оксидами, так как им соответствуют кислоты H2 CO3 , H3 PO4 , H2 SO4 .

Получение кислотных оксидов

1. Горение неметалла. Например: S + O 2 → SO2 ;

2. Горение сложных веществ. Например: СН 4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2 О;

3. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, гидроксидов. Например:

CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;

2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой. Большинство кислотных оксидов непосредственно реагируют с водой, образуя при этом кислоту. Исключения составляют лишь оксиды кремния (SiO2 ), теллура (TeO2 , TeO3 ), молибдена и вольфрама (MoO3 , WO3 ). Например:

СO2 + H2 O ↔ Н2 СО3

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Например: SO3 + 2 NaOH → Na2 SO4 + H2 O

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя при этом соль. Например: 3CaO + P2 O5 → Ca3 (PO4 )2

4. Летучие кислотные оксиды способны вытеснять более летучие из их солей. Например, нелетучий кислотный оксид кремния (IV) вытесняет летучий кислотный оксид СО2 из его соли СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 - .

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами.

1. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами. Например:

Al2 O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 O

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями. Например:

Al2 O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2 O Al2 O3 + 2NaOH + 3H2 O ® 2Na

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными и кислотными оксидами.

Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3

Al2 O3 + Na2 O ¾¾® 2 NaAlO2

Гидроксиды – это сложные многоэлементные химические соединения, в состав которых входят атомы какого-либо элемента, кислорода и водорода. Химический характер гидроксидов определяется свойствами соответствующих им оксидов. Поэтому гидроксиды делятся на три большие группы:

1. Гидраты кислотных оксидов, называемые кислотами, например, H 2 SO4 .

2. Гидраты основных оксидов, называемые основаниями, например, Ba(OH) 2 .

3. Гидраты амфотерных оксидов, называемые амфотерными гидроксидами, например, Be(OH) 2 .

Основания Основания – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием

катиона металла (или иона аммония NH4 + ) и гидроксогруппы ОН– . Названия оснований

Общая формула оснований: Мe(ОН)n . Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называют едким натром, гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеной известью, КОН – едким кали.

Число ОН– -групп, содержащихся в молекуле основания, определяет его кислотность. По этому признаку основания делятся на однокислотные (КОН), двухкислотные (Cu(OH)2 ), трехкислотные

(Cr(OH)3 ).

Гидроксиды, растворимые в воде, называют щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочно-

земельных металлов: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2 , Ca(OH)2 , Sr(OH)2 .

Способы получения щелочей и оснований

1. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

2Na + 2Н2 O → 2NaOH + H2 -

2. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

Na2 O + H2 O → 2NaOH

3. Щелочи можно получить электролизом водных растворов соответствующих солей (Например, гидроксид натрия можно получить электролизом раствора соли NaCl).

2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Катод: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Анод: 2 Cl– – 2e – → Cl2

4. Малорастворимые или нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия растворов соответствующих солей с растворами щелочей. Например:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2 SO4

Химические свойства оснований

Основания в большинстве случаев представляют собой твердые вещества. По отношению к воде их модно разделить на две группы: растворимые в воде – щелочи и нерастворимые в воде. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: лакмуса в синий цвет, фенолфталеина – в малиновый, метилового оранжевого – в желтый цвет.

1. Электролитические свойства оснований. Одно из наиболее характерных свойств оснований – электролитическая способность к диссоциации в жидком состоянии. При диссоциации основания образуется гидроксогруппа ОН– и основной остаток – катион.

Диссоциация оснований, содержащих одну гидроксогруппу ОН– , протекает в одну ступень:

КОН ↔ К+ + ОН– .

Основания, содержащие несколько гидроксогрупп в молекуле, диссоциируют ступенчато, с постепенным отщеплением ионов OH– .

Катион, образующийся после отщепления от молекулы гидроксида одной или несколько гидроксид-ионов, называется основным остатком. Количество основных остатков, соответствующих данному гидроксиду, равно числу гидроксогрупп OH– в составе молекулы гидроксида.

Название основного остатка образуется из русского названия металла в составе остатка с добавлением слова «ион». Если остатки содержат одну или две гидроксогруппы, к названию металла добавляются приставки «гидроксо» или «дигидроксо».

(мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены наличием гидроксид-ионов в их составе.

2. Взаимодействие с кислотами. Это реакция нейтрализации, приводящая к образованию соли

и воды:

2 NaOH + H 2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2 O.

4. Щелочи взаимодействуют с растворами солей. Данное взаимодействие осуществляется, если после реакции образуются труднорастворимые или слабые основания. Например:

2 КОН + CuSO 4 → Cu(OH)2 ¯ + K2 SO4 .

5. При нагревании нерастворимые основания разлагаются на оксид и воду. Например:

2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2 O3 + 3 H2 O.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерность гидроксидов понимается как способность плохо растворимых гидроксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от характера кислотноосновного взаимодействия. Амфотерными являются следующие гидроксиды: Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Cr(OH)3 , Be(OH)2 , Ge(OH)2 , Sn(OH)4 , Pb(OH)2 и др.

Формула амфотерного гидроксида, как правило, записывается по формуле основания Ме(ОН)n , но ее можно представить и в виде кислоты Нn MеOm . Например, Zn(OH)2 – гидроксид цинка или H2 ZnO2 – цинковая кислота; Al(OH)3 – гидроксид алюминия или НAlO2 – метаалюминиевая кислота (Н3 AlO3 – ортоалюминиевая кислота).

Химические свойства амфотерных гидроксидов

В силу своей двойственности амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

1. При взаимодействии с сильными кислотами образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.

2. При взаимодействии с сильными основаниями (щелочами) образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства и в уравнении должна быть использована его кислотная форма.

H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2 O

цинкат натрия

НAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2 O (сплавление)

метаалюминат натрия 3. С водными растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют комплексные

соединения:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Амфотерные гидроксиды – нерастворимые соединения. Получение амфотерных гидроксидов возможно лишь косвенно – путем взаимодействия щелочей с солями соответствующих металлов.

Кислоты Кислоты – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона

водорода Н+ и аниона кислотного остатка.

Названия кислот

В общем виде формула кислоты записывается как Нm Э или Нm ЭОn , где Э – кислотообразующий элемент.

По химическому составу, а именно по отсутствию или наличию атомов кислорода в молекулах, кислоты делятся на кислородсодержашие (H2 SO4 , HNO3 ) и бескислородные (H2 S, HF, HCl).

Кислоты имеют традиционные и систематические названия, составляемые по номенклатурным правилам ИЮПАК для сложных соединений.

Традиционное название кислоты складывается из двух слов. Первое слово – прилагательное с корнем от русского названия кислотообразующего элемента, второе – слово «кислота», например, серная кислота, азотная кислота. В названиях кислородосодержащих кислот для обозначения степени окисления кислотообразующего элемента используются следующие суффиксы:

– н, – ов, – ев – (высшая или любая единственная степень окисления), как HClO4 – хлорная, H2 SO4 – серная, HMnO4 – марганцовая кислота; H2 SiO3 – метакремниевая кислота.

– новат – (промежуточная степень окисления +5), как HClO 3 – хлорноватая, HIO3 – йодноватая, H2 MnO4 – марганцоватая кислота.

– овист, – ист – (промежуточная степень окисления +3, +4), как H 3 AsO3 – ортомышьяковистая

кислота; HClO2 – хлористая; HNO2 – азотистая.

– новатист – (низшая положительная степень +1), как HClO – хлорноватистая.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляют префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НРО3 – метафосфорная кислота, Н3 РО4 – ортофосфорная кислота (степень окисления фосфора равна +5).

Названия бескислородных кислот		производятся от названия неметалла с окончанием «о» и
прибавлением слова водородная:
HF – фтороводородная или плавиковая кислота
HCl – хлороводородная или соляная кислота
	Названия кислот и кислотных остатков

Название кислоты			Кислотный остаток	Название

Азотистая	HNO2		NO2 –	Нитрит-ион
	HNO3		NO3 –	Нитрат-ион
Ортоборная	H3 BO3		BO3 3–	Ортоборат-ион
Метакремниевая	H2 SiO3		SiO3 2–	Метасиликат-ион
Марганцовая	HMnO4		MnO4 –	Перманганат-ион
Ортомышьяковая	H3 AsO4		AsO4 3–	Ортоарсенат-ион
Ортомышьяковистая	H3 AsO3		AsO3 3–	Ортоарсенит-ион
	H2 SO4		SO4 2–	Сульфат-ион
Сернистая	H2 SO3		SO3 2–	Сульфит-ион
Сероводородная			S 2–	Сульфид-ион
Тиосерная	H2 S2 O3		S2 O3 2–	Тиосульфат-ион
Угольная	H2 CO3		CO3 2–	Карбонат-ион
Метафосфорная	НРО3		РО3 –	Метафосфат-ион
Ортофосфорная	Н3 РО4		РО4 3–	Ортофосфат-ион
Двуфосфорная	H4 P2 O7		P2 O7 4–	Дифосфат
(пирофосфорная)				(пирофосфат)


Фосфористая	H3 PO3	PO3 3–	Фосфит-ион
	HClO4	ClO4 –	Перхлорат-ион
Хлористая	HClO2	ClO2 –	Хлорит-ион
Хромовая	H2 CrO4	CrO4 2–	Хромат-ион
Хлороводородная		Cl–	Хлорид-ион
Бромоводородная		Br–	Бромид-ион
Иодоводородная		J–	Иодид-ион
Уксусная	СН3 СООН	СН3 СОО–	Ацетат-ион
Циановодородая		CN–	Цианид-ион

Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой. Например: SO2 + H2 O → H2 SO3

Исключение составляют SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , которые с водой не взаимодействуют. 2. Если кислотный оксид не растворим в воде, то соответствующие им кислоты получают

косвенным путем, а именно, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:

Na2 SiO3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 SiO3 ↓

3. Бескислородные кислоты получают путем взаимодействия неметаллов с водородом с последующим растворением продуктов в воде. Например:

Н 2(г) + Cl 2(г) → 2 HCl (г)

Химические свойства кислот

Кислоты представляют собой жидкости (Н2 SO4 , HNO3 ) или твердые вещества (H3 PO4 ). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Водные растворы кислот имеют кислый вкус и изменяют цвет индикаторов: лакмусу придают красный цвет, метиловому оранжевому – розовый.

1. Электролитические свойства кислот. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, диссоцирующие в водных растворах с образованием ионов водорода Н+ , которыми обусловлены все общие свойства кислот (кислый вкус растворов, окрашивание лакмуса в красный цвет, взаимодействие с металлами и т.д.).

Число ионов водорода кислоты, способных замещаться на катионы металлов, определяет основность этой кислоты и число ступеней диссоциации. Так HCl, H2 SO4 , H3 PO4 – пример одно-, двух- и трехосновных кислот.

Диссоциация одноосновной хлороводородной кислоты HCl происходит в одну ступень: HCl ↔ H+ + Cl–

Ей соответствует один кислотный остаток – хлорид-ион Cl– .

Угольная кислота, являясь двухосновной кислотой, диссоциирует в две ступени с образованием кислотных остатков:

Н2 СО3	↔ Н+	НСО3 –	гидрокарбонат-ион
НСО3 –	↔ Н+	СО3 2–	карбонат-ион

Ортофосфорная кислота Н3 РО4 диссоциирует в три ступени с образованием трех кислотных

остатков:
Н3 РО4 ↔ Н+ + Н2 РО4 –	дигидроортофосфат-ион
Н2 РО4 – ↔ Н+ + НРО4 2–	гидроортофосфат-ион
НРО4 2– ↔ Н+ + РО4 3–	ортофосфат-ион

Если кислотный остаток содержит один водород-ион, то к его названию прибавляется приставка «гидро», если два водородных иона– « дигидро».

2. Взаимодействие с основаниями, в результате образуется соль и вода. HCl + NaOH → NaCl + H2 O

3. Взаимодействие с основными оксидами.

2 HCl + CaO → CaCl 2 + H2 O

4. Взаимодействие с солями. Кислоты вступают в реакцию с солями, если в результате ее

образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение.

H2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Взаимодействие кислот с металлами (с образованием соли и выделением водорода).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал больше водорода, с кислотами не взаимодействуют. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой, концентрированной и разбавленной азотной кислотой водород не выделяется.

Соли Соли – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катионов

основных остатков и анионов кислотных остатков. Формулы и названия солей

Состав соли описывается формулой, в которой на первое место ставится формула катиона, а на второе – формула аниона. Названия солей образуются от названия кислотного остатка (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном падеже), входящих в состав соли. Степень окисления металла, образующего катион, указывается римскими цифрами в скобках, если это необходимо. Например, K2 S – сульфид калия, FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2 (SO4 )3 – сульфат железа (III).

Анион бескислородной кислоты имеет окончание «ид». Например, FeCl3 – хлорид железа (III). Названия кислых солей образуются также, как и средних, но при этом к названию аниона добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и.т.д. Например: Fe(HSO4 )3 – гидросульфат

железа (III), NaH2 PO4 – дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей образуются также, как и средних, но при этом к названию катиона добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие гидроксогрупп, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и.т.д. Например: (CuOH)2 CO3 – карбонат гидроксомеди (II), Fe(OH)2 Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).

Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли не содержат в молекуле ни атомов водорода, ни гидроксогрупп. Они диссоциируют практически полностью (не ступенчато), образуя катионы металла и анионы кислотного остатка:

K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–

Средние соли можно получить при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или при полном замещении гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. Например:

Zn(OH)2 + H2 SO4 → ZnSO4 + 2 H2 O

Кислые соли – это соли, кислотный остаток которых содержит в своем составе водород, например, KHS, Fe(HSO4 )3 . Такие соли диссоциируют ступенчато. Вначале (по I ступени) происходит полная диссоциация соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

KHS ↔ K+ + HS– (полная диссоциация)

Затем кислотный остаток диссоциирует в меньшей степени (частично), ступенчато отщепляя катионы водорода:

HS– ↔ H+ + S2– (частичная диссоциация)

По своим свойствам кислые соли являются промежуточными соединениями межу средними солями и кислотами. Так же, как кислоты, они обычно хорошо растворимы в воде и способны к реакции нейтрализации.

Кислые соли образуются только многоосновными кислотами в случае неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла (избыток кислоты). Например:

NaOH + H2 SO4 → NaHSO4 + H2 O

гидросульфат натрия

Одноосновные кислоты (HCl, HNO3 ) кислых солей не образуют.

Основные соли – это соли, катионы которых содержат одну или несколько гидроксогрупп,

например, (CuOH)2 CO3 , (FeOH)Cl2 .

Основные соли так же, как и кислые, диссоциируют ступенчато. По I ступени идет полная диссоциация на катионы основного остатка и анионы кислотного, а затем идет частичная диссоциация основного остатка. Например, карбонат гидроксомеди (II) полностью диссоциирует по первой ступени:

(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (полная диссоциация)

затем основный остаток частично диссоциирует как слабый электролит на ионы: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (частичная диссоциация)

Как правило, основные соли малорастворимы и при нагревании разлагаются с выделением воды.

Основные соли образуются только многокислотными основаниями в случае неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки (избыток основания). Например: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2 O

хлорид гидроксомагния

Получение солей

Средние соли могут быть получены при взаимодействии веществ:

1. металла с неметаллом. Например: Fe + S → FeS

2. металла с кислотой. Например:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 −

3 Zn + 4 H2 SO4(конц.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2 O

3. основного оксида с кислотой. Например: CuO + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O

4. кислотного оксида с основаниями. Например: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2 O

5. основания с кислотой (реакция нейтрализации). Например: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2 O

6. двух различных солей. Например:

Na2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

7. щелочей с солями. Например: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓

8. вытеснение пассивного металла из раствора его соли более активным металлом (в соответствии с рядом напряжений металлов). Например:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. взаимодействием кислотного оксида с основным. Например:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Кислые соли могут быть получены:

1. при взаимодействии снования с избытком кислоты или кислотного оксида. Например: Pb(OH)2 + 2 H2 SO4 → Pb(HSO4 )2 + 2 H2 O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3 )2

2. при взаимодействии средней соли с кислотой, кислотный остаток которой входит в состав этой соли. Например:

PbSO4 + H2 SO4 → Pb(HSO4 )2

Основные соли получаются:

1. при взаимодействии кислоты с избытком основания. Например: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2 O

2. при взаимодействии средней соли со щелочью:

Bi(NO3 )3 + 2 NaOH → Bi(OH)2 NO3 + 2 NaNO3

Кислые или основные соли образуются при гидролизе средних солей: Na2 CO3 + H2 O → NaHCO3 + NaOH

Al2 (SO4 )3 + H2 O → 2 AlOHSO4 + H2 SO4

Химические свойства солей

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Hg

2. Соли взаимодействуют со щелочами. Например:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4

3. Соли взаимодействуют с кислотами: CuSO 4 + H2 S → CuS↓ + H2 SO4

4. Многие соли взаимодействуют между собой:

CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl

При составлении химический уравнений реакций нужно помнить, что реакция протекает, если один из образующихся продуктов выпадает в виде осадка, выделяется виде газа или представляет собой малодиссоциированное соединение.

Превращение кислых и основных солей в средние

1. Взаимодействие кислой соли с гидроксидом того же металла: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O

2. Взаимодействие кислой соли с солью того же металла, но другой кислоты: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl

3. Термическое разложение кислых солей:

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2 O

4. Взаимодействие основной соли с соответствующей кислотой: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O

Степень окисления

При классификации различных веществ, составления формул химических соединений и описании их свойств используется характеристика состояния атомов элементов – степень окисления. Степень окисления – это количественная характеристика состояния атома элемента в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле химического соединения, вычисленный исходя из предположения, что все молекулы химического соединения состоят из ионов, то есть общие электронные пары переходят к наиболее электроотрицательному элементу.

Степень окисления может быть отрицательным, положительным числом или равняться нулю. Степень окисления обозначают арабскими цифрами со знаком (+) или (–) пред цифрой, и записывают над символом элемента в формуле химического соединения.

Отрицательное значение степени окисления приписывается атому, притянувшему к себе электроны, и его величина, равная числу притянутых электронов, отмечается знаком (–).

Положительное значение степени окисления определяется числом электронов оттянутых от данного атома, и отмечается знаком (+).

При вычислении степеней окисления атомов используется следующая совокупность правил:

1) в молекулах простых веществ степень окисления атома равна нулю;

2) водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), исключение составляют гидриды, в которых степень окисления водорода равна (–1);

3) кислород во всех сложных соединениях имеет степень окисления (–2), кроме OF2 и различных перекисных соединений.

4) фтор, как наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления (–1);

5) галогены в соединениях с водородом и металлами проявляют отрицательную степень окисления (–1), а с кислородом – положительную, за исключением фтора.

6) все металла в своих соединениях характеризуются только положительными степенями окисления, в том числе щелочные металлы имеют степень окисления (+1), а щелочно-земельные –

7) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду этого иона.