Свойства и способы получения основных классов неорганических веществ Введение в тему. Основные сопутствующие понятия Классификация н - umotnas.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1страница 2
Похожие работы
Название работы Кол-во страниц Размер
Свойства и способы получения основных классов неорганических веществ 3 356.37kb.
«Основные классы неорганических веществ» 1 113.61kb.
Урок по теме «Основные классы неорганических соединений. Генетическая... 1 139.2kb.
Урок по теме: основные классы неорганических соединений. Генетическая... 1 121.67kb.
Рабочая программа по дисциплине «Экология» Направления: 654900 Химическая... 1 57.41kb.
Задания в 1 (2013г) Классификация неорганических веществ. Классификация... 1 168.82kb.
Сведения о составе и номенклатуре основных классов неорганических... 1 84.34kb.
Вопросы вступительного экзамена в докторантуру по специальности 6D072000... 1 92.78kb.
Посвящение в химики 1 653.79kb.
5. Девиз Международной дистанционной олимпиады «Эрудит» по Биологии... 1 13.08kb.
Словарь терминов по органической химии амфотерность 1 128.72kb.
Свойства и способы получения основных классов неорганических веществ 3 356.37kb.
Викторина для любознательных: «Занимательная биология» 1 9.92kb.

Свойства и способы получения основных классов неорганических веществ Введение в тему. - страница №1/2





Свойства и способы получения основных классов неорганических веществ

Введение в тему. Основные сопутствующие понятия

Классификация неорганических веществ

Простые вещества (состоят из элементов одного вида) принято делить на группу металлов и группу неметаллов.

Металлами считают простые вещества, обладающие пятью общими физическими свойствами: металлическим блеском, теплопроводностью, электропроводностью, ковкостью и пластичностью.

К неметаллам принято относить простые вещества, не обладающие всей совокупностью физических свойств металлов.

Если в длинном варианте периодической системы провести прямую от элемента бор к элементу астат, то в правый верхний угол попадут неметаллы, металлы окажутся в левом нижнем углу. Элементы восьмой группы главной подгруппы, находящиеся ниже неона, тоже причисляют к неметаллам. Гелий и неон относят к инертным газам. Элементы неметаллы образуют простые вещества неметаллы. Элементы металлы образуют простые вещества металлы.



Сложные вещества принято делить на следующие классы веществ:

Оксиды (бинарные соединения, совтоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления минус 2).

Кислоты - сложные вещества, общая формула которых HX, где Х – кислотный остаток. Кислотами считают электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотных остатков (кислоты Аррениуса, существуют и другие виды кислот).

Основания и амфотерные гидроксиды – сложные вещества, общая формула которых МеОН. Степень окисления атомов металлов в основаниях не более четырех. (Основания Аррениуса, существуют и другие виды оснований).

Соли. В их составе обязательно присутствуют катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Степени окисления элементов главных подгрупп периодической системы

Составить формулу оксидов легко, если известны степени окисления металлов и неметаллов (СТОК). СТОК – условный заряд атома в соединении, при условии, что все связи в этом соединении ионные.

Степени окисления металлов положительные и ноль. (Известно, что у металлов бывают и отрицательные степени окисления, но они не являются характерными, наиболее часто употребляемыми).

Степень окисления ноль имеют элементы в простых веществах.

У металлов Iа подгруппы (щелочных металлов), IIа подруппы и алюминия положительная СТОК единственная и совпадает с номером группы.

У остальных металлов главных подгрупп высшая положительная СТОК совпадает с номером группы, промежуточные четные, если группа четная и нечетные, если группа нечетная.



Пример:

У галлия, индия и таллия (Ga,In,Tl) СТОК +1, +3 и 0; у металлов IVа подруппы СТОК +2, +4 и 0.

Степени окисления неметаллов бывают отрицательные, положительные и 0. (исключение у фтора – это самый электроотрицательный элемент периодической системы, его максимальная СТОК - ноль).

Под термином электроотрицательность принято понимать способность атомов притягивать к себе электроны общих электронных пар ковалентных связей, или электроны других атомов.

Отрицательную степень окисления неметалла можно определить по формуле: восемь минус номер группы. Положительные степени окисления определяют так же, как и у металлов. Нулевую степень окисления будут иметь элементы в простых веществах.

Пример:

У галогенов (элементовVII а подруппы) отрицательная СТОК -1, положительные СТОК +7 (высшая), +5, +3, +1. Это характерные степени окисления (известно, что у хлора есть и все промежуточные четные степени окисления).

Степени окисления серы, селена,теллура (S,Se,Te): -2, 0, +2, +4, +6. Следует обратить внимание на то, что у элемента кислород степени окисления -2, -1, 0, +1, +2. Положительные СТОК кислород проявляет только в соединениях со фтором. Он второй по электроотрицательности элемент периодической системы.

Степени окисления азота, фосфора и мышьяка (N, P, As): -3, 0, +3, +5. (известно, что у азота есть и промежуточные четные положительные степени окисления).

При составлении химических формул следует понимать, что сумма положительных и отрицательных СТОК элементов в соединении должна быть равна нулю.

Более конкретную информацию о степенях оксисления элементов можно найти в книге Дж. Эмсли «Элементы» (Москва, Мир, 1993 г.).



Классификация оксидов

Оксиды принято подразделять на солеобразующие (им соответствуют гидроксиды) и несолеобразующие (последние не имеют гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования).

Элементы в характерных СТОК практически всегда образуют солеобразующие оксиды.

Примеры несолеобразующих оксидов N2O, NO.

Примеры бинарных соединений элементов с кислородом, не являющихся оксидами: H2O2, F2O, Na2O2, KO2 и др. Степень окисления кислорода в этих соединениях не равна минус двум.

Солеобразующие оксиды классифицируют на основные, кислотные и амфотерные.

К основным оксидам относят оксиды металлов со СТОК металла +1 или +2 (исключения BeO, SnO, ZnO, PbO – эти оксиды проявляют ярко выраженные амфотерные свойства).

Основным оксидам соответствуют гидроксиды-основания с той же СТОК металла.



Пример:

Na2O – NaOH, (оксид натрия – гидроксид натрия)

CaO – Ca(OH)2, (оксид кальция – гидроксид кальция).

К кислотным оксидам относят солеобразующие оксиды неметаллов и оксиды металлов со СТОК металла более четырех.

Кислотным оксидам соответствуют гидроксиды-кислоты.

Пример:

SO3 – H2SO4 (оксид серы (VI) – серная кислота, гидроксид серы (VI) – высшие оксид и гидроксид серы - с максимальной СТОК серы).

N2O5 – HNO3 (оксид азота (V) – азотная кислота, высший гидроксид азота).

Если у неметалла в кислотном оксиде не характерная промежуточная СТОК, то такому оксиду соотвествует 2 гидроксида-кислоты.

NO2 – HNO2 и HNO3

ClO2 – HClO2 и HClO3 .

У этих кислот среднее значение степени окисления атома неметалла совпадает со степенью окисления этого неметалла в оксиде.

Составление формул гидроксидов-кислот

Существует несколько условных приемов, позволяющих определить формулу гидроксида-кислоты.



Первый способ.

К формуле соответствующего оксида алгебраически прибавить воду. (Атомы водорода выносят на первое место, атомы кислорода на последнее место). При этом принято сокращать индексы до получения простейшей формулы.



Пример:

N2O5 + H2O = H2N2O6 – сокращаем индексы и получаем формулу HNO3.

Следует обратить внимание на оксид фосфора (V). При определении формулы кислоты воду придется прибавлять дважды, чтобы получить формулу ортофосфорной кислоты.

Второй способ.

Сумма положительных степеней окисления водорода и центрального атома элемента в кислоте должна делиться на 2. Если эта сумма не кратная, то увеличивают индекс у атома водорода до двух.



Пример:

H+Cl+7 – сумму положительных степеней окисления делим на 2 и получаем индекс при атоме кислорода, HClO4 ,

Н+S+6 – сумма степеней окисления не делится на 2 – увеличиваем индекс у атома H до двух и делим сумму положительных степеней окисления на 2 – получаем индекс у атома кислорода – H2SO4 .

К амфотерным оксидам относят оксиды металлов со СТОК металлов +3 и +4. В эту же группу оксидов причисляют и BeO, SnO, ZnO, PbO.

Амфотерным оксидам характерны амфотерные гидроксиды, формулы последних составляют как формулы оснований.

Пример:

Al2O3 – Al(OH)3 (оксид алюминия – гидроксид алюминия)

BeO – Be(OH)2 (оксид бериллия - гидроксид бериллия).

Необходимо понимать, почему и основания, и кислородсодержащие кислоты называют гидроксидами: к гидроксидам причисляют те соединения, в графических формулах которых присутствуют гидроксильные ОН группы. Если ОН группы связаны с атомами металлов со СТОК от +1 до +4 – то гидроксиды проявляют свойства оснований или амфотерные. Если ОН группы связаны с атомами неметаллов или металлов со СТОК больше четырех, то гидроксиды проявляют свойства кислот.

Понятие амфотерность означает кислотно-основную двойственность.

Амфотерные соединения проявляют свойства основные в реакциях с кислотными веществами и свойства кислотные в реакциях с основными веществами, имеющими в своем составе активный металл. (Активные металлы – щелочные – Iа подгруппа и щелочноземельные IIа подгруппа ниже магния).



Кислотно-основное взаимодействие, реакции солеобразования

Первый вид взаимодействия веществ.

Вещества основного характера могут реагировать с веществами кислотного характера и продуктом их взаимодействия будет соль (и, может быть, вода).

Основные вещества не реагируют с основными, кислотные вещества не реагируют с кислотными веществами.

Следовательно, основные оксиды будут реагировать с кислотными оксидами и кислотами.

Кислотные оксиды будут реагировать с основными оксидами и щелочами.

Амфотерные оксиды будут реагировать с кислотными оксидами и кислотами – как основные и с основными оксидами и щелочами – как кислотные.



Реакции ионного обмена

Кислоты, основания, соли вступают друг с другом в реакции обмена (ионного обмена в воде). Возможность необратимого протекания такого вида взаимодействия заключается в выполнении второго правила: реакция протекает в сторону образования более слабого электролита. Этим слабым электролитом может быть осадок, газ или вода.

Следовательно, кислоты, щелочи и соли могут реагировать друг с другом, если в продуктах реакции образуется осадок, газ или вода. (Газ предпочтительнее осадка в реакции соль плюс кислота).



Окислительно-восстановительное взаимодействие

Чтобы полнее представить себе картину химических свойств соединений, необходимо учесть окислительно - восстановительные реакции веществ.

Окислитель – элемент, забирающий электроны у других атомов и повышающий свою СТОК. Окислитель в этом процессе восстанавливается. Процесс приобретения элементом электронов называют восстановлением.

Восстановитель – элемент отдающий электроны другим атомам и повышающий свою СТОК. Восстановитель в этом процессе окисляется. Процесс ухода от элемента электронов называют окислением.



Важнейшие окислители:

  1. Простые вещества неметаллы: F2 , O2, Cl2, Br2, I2 (первые четыре – сильные, последний - слабый).

  2. Сложные вещества, в составе которых есть элемент в высшей СТОК элемента:

Н+ - слабый окислитель, повышает СТОК Ме до ближайшего к нулю положительного значения (Например, у железа до +2);

H2SO4, концентрированная, HNO3 концентрированная и разбавленная, элемент окислитель находится в кислотном остатке – сильные окислители, процесс окисления идет до больших степеней окисления у восстановителя. (Например, у железа до +3).

Соединения марганца и хрома в высшей СТОК Ме также являются сильными окислителями.

Если вещество (или отдельный элемент) являются только окислителями, то они способны реагировать с восстановителями.



Например:

CO2 + 2Mg =C + 2MgO (окислитель реагирует с восстановителем),

CO2 с O2 реагировать не будет (окислитель не реагирует с окислителем).

Важнейшие восстановители:


  1. Простые вещества – металлы, особенно активные, Al, Zn – сильные восстановители.

  2. Простые вещества неметаллы: H2, C –более слабые восстановители, могут проявлять и окислительную активность.

  3. Сложные вещества, в составе которых есть элемент в минимальной СТОК элемента: N-3, S-2., галогены в отрицательной степени окисления (восстановительная сила возрастает к иод-аниону).

Если вещество (или отдельный элемент) проявляет только восстановительную активность, то они будут реагировать с окислителями и не будут реагировать с восстановителями.

Пример:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Zn + Cl2 = ZnCl2.

Проявление окислительно-восстановительной двойственности свойств

Соединение может обладать окислительно-восстановительной двойственностью по двум причинам:



  1. если в его составе есть элемент в промежуточной СТОК, например:

SO2, CO, FeO и т.д.

  1. если в составе соединения есть элемент в высшей СТОК и элемент в низшей СТОК, например:

NH3, HCl.

Вещества (или элементы), проявляющие окислительно-восстановительную двойственность, способны реагировать как с окислителями, так и с восстановителями.



Пример:

CO + Cl2 = COCl2

2CO + O2 = 2CO2 – это процессы окисления угарного газа.

CO + H2 = C + H2O - реакция восстановления углерода из угаргого газа.

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O – элемент азот проявил восстановительные свойства,

2NH3 + 3Mg = 3H2 + Mg3N2 – элемент водород проявил окислительные свойства.



Третий вид взаимодействия веществ:

Окислители будут реагировать с восстановителями, если в результате взаимодействия не будут образовываться более сильные окислители и восстановители.

Окислители не реагируют с окислителями. Восстановители не реагируют с восстановителями.

Очень часто кислотно-основное взаимодействие проходит вместе с окислительно-восстановительной реакцией.



Пример:

FeO + HCl = FeCl2 + H2O в соляной кислоте окислитель – катион водорода – слабый, он не вызывает окислительно-восстановительной реакции.

FeO + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2O –окислитель – катион водорода.

Причина –экранирование сульфат-анионов в водных растворах молекулами воды (гидратация), именно поэтому в разбавленных растворах серной кислоты окислителем является катион водорода.

2FeO + 4H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O – в концентрированной серной кислоте окислитель сульфат-анион – сильный, он окисляет железо, после чего проходит реакция солеобразования.

В реакциях с азотной кислотой окислителем выступает нитрат-анион в растворах любой концентрации.

Учитывая разобранные виды взаимодействия, можно составить перечень химических свойств и способов получения основных классов сложных неорганических веществ (оксидов, кислот, оснований, солей). Порядок представленных свойств для лучшего запоминания, соответствует порядку классов соединений в генетических рядах (простые вещества – оксиды – гидроксиды – соли).

Оксиды

Химические свойства оксидов

Основные  оксиды (MeO, со СТОК Ме +1 и +2 за исключением SnO, BeO, ZnO, PbO)

1. Реакции с H2O

MeO + H2O → MeOH (Me — активный)

Оксиды неактивных металлов с водой не реагируют.

Исключение: оксид магния реагирует с водой при нагревании:

MgO + H2O → Mg(OH)2



2. Основный оксид + кислотный оксид

3Na2O + P2O5 → 2Na3PO4



3. Основный оксид + кислота

MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O



Амфотерные  оксиды (MeO со СТОК Ме +3, +4 и SnO, BeO, ZnO, PbO)

1. MeO + H2O не реагируют

2. Как основные:

1) амфотерный оксид + кислотный оксид

ZnO + SO3 → ZnSO4 (сульфат цинка)

2) амфотерный оксид + кислота

Al2O3 + 6CH3COOH → 2Al(CH3COO)3 + 3H2O

ацетат алюминия

3. Как кислотные:

1) амфотерный оксид + основный оксид (в основном оксиде ― активный Me)

BeO + Na2O → Na2BeO2

бериллат натрия

(реакция идет при сплавлении веществ)

2) амфотерный оксид + щелочь

Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O

алюминат калия

Кислотные  оксиды (MeО со СТОК Ме больше четырех и неMeO)

1. Кислотный оксид + H2O

неMeO + H2O → соответствующая кислота



исключение 1: SiO2 + H2O не реагируют

песок


исключение 2: NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

2. Кислотный оксид + основный оксид

CO2 + CaO → CaCO3 (карбонат кальция, в природе главная составляющая

минералов: мела, известняка, мрамора)

3. Кислотный оксид + щелочи

Щелочи – растворимое в воде основание, в их составе есть активный Me.

P2O5 + 3Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 3H2O

Особенное свойство кислотных и амфотерный оксидов

Менее летучие кислотные оксиды способны вытеснять более летучие оксиды из солей

при сплавлении.

3Na2CO3 + P2O5 → 2Na3PO4 + 3CO2↑ (реакция проходит при сплавлении веществ)

твердое твёрдое

Если в составе соли есть активный металл, то амфотерные оксиды ведут себя как

кислотные:

Na2CO3 + ZnO → Na2ZnO2 + CO2↑



цинкат натрия
Особенности окислительно-восстановительной активности оксидов.

(некоторые примеры уравнений реакций)

Оксиды углерода.

Оксид углерода (II) проявляет восстановительную активность в реакциях с окислителями:

CO + O2 = CO2

CO + 3Fe2O3 = 2 Fe3O4 + CO2

CO + CuO = CO2 + Cu



Оксид углерода (IV) проявляет слабые окислительные свойства в реакциях с восстановителями:

СO2 + 2Mg = C + 2MgO

CO2 + 2Fe = 2FeO + C

Оксид кремния проявляет окислительную активность:

SiO2 + 2C = Si + 2CO

SiO2 + 3C = 2CO + SiC (карборунд)

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO

SiO2 + 4Mg = Mg2Si + 2MgO

3SiO2 + 4Al = 2Al2O3 + 3Si



Оксиды азота часто выступают в роли окислителей в реакциях с восстановителями:

N2O + Cu = CuO + N2

10N2O + 4P = 10N2 + 2P2O5 ( или P4O10)

2N2O + C = 2N2 + CO2

10NO + 4P = 5N2 + 2P2O5

2NO + Cu = N2 + 2CuO

2NO + SO2 = N2O + SO3

2NO2 + 2C = 2CO2 + N2

NO2 + SO2 = NO + SO3

NO2 + NaHSO3 = NaHSO4 + NO



Более сильные окислители заставляют оксиды азота быть восстановителями:

5N2O + 8KMnO4 + 7H2SO4 = 3MnSO4 + 5Mn(NO3)2 + 4K2SO4 + 7H2O

2NO + O2 = 2NO2

NO + HNO3 = 3NO2 + H2O

2NO + Cl2 = 2NOCl

Оксиды азота могут вступать в реакции диспропорционирования и контрпропорционирования, проявляя дуализм окислительно-восстановительных свойств:

4NO + 2NaOH = N2O + 2NaNO2 + H2O

6NO + 4NaOH = N2 + 4NaNO2 + 2 H2O

NO + NO2 + H2O = 2HNO3

NO + NO2 = N2O3

3NO2 + H2O (хол.) = 2HNO3 + NO

2NO2 + H2O (гор.) = HNO3 + HNO2

2NO2 + 2KOH = KNO3 +KNO2 +H2O



Оксид серы (IV) с окислителями будет восстановителем:

2SO2 + O2 = 2SO3

SO2 + Cl2 = SOCl2

SO2 + I2 + 2H2O = 2HI + H2SO4

3SO2 + 2KMnO4 +2H2O = 2H2SO4 + 2MnO2 + K2SO4

3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

3SO2 + HBrO3 + 3H2O = 3H2SO4 + HBr

С восстановителями SO2 будет реагировать как окислитель:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

Оксиды металлов.

Если у металла переменная степень окисления, то в низшей СТОК оксиды будут проявлять восстановительную активность, в более высоких СТОК могут быть окислителями.



Оксиды меди.

Оксид меди (I) легко окислить, он проявляет восстановительные свойства в реакциях с окислителями:

2Сu2O + O2 = 4CuO

Cu2O + 3H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + SO2 + 3H2O

Оксид меди (II) часто выступает в роли окислителя. (Окислительной активностью обладают все оксиды металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов за водородом – чем правее металл, тем выше окислительная способность оксида).

2CuO + CuS = 3Cu + SO2

CuO + H2 = Cu + H2O

3CuO + 2Al = 3Cu + Al2O3

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Оксиды железа.

Оксид железа (II) можно легко окислить, он восстановитель в реакциях с окислителями:

4FeO + O2 = 2Fe2O3

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

Оксид железа (III) может проявлять окислительную активность в реакциях с восстановителями:

Fe2O3 +CO = 2FeO + CO2

И восстановительную активность в реакциях с окислителями (нитраты в щелочной среде – сильные окислители):

Fe2O3 + 3 KNO3 + 4KOH = 2K2FeO4+ 3KNO2 +2H2O

Окислительные свойства оксида марганца (IV):

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 +2H2O

MnO2 + 2NaI + 3H2SO4 = I2 +MnSO4 +2NaHSO4 + 2H2O

Восстановительные свойства оксида марганца (IV):

MnO2 + KNO3 + 2KOH = K2MnO4 + KNO2 + H2O

3MnO2 + KClO3 + 6KOH = 3K2MnO4 + KCl + 3H2O

Окислительные свойства оксида свинца (IV):

5PbO2 + 2MnSO4 + 2H3HO4 = Pb3(PO4)2 + 2HMnO4+ 2PbSO4 + 2H2O

3PbO2 + 2Na3CrO3 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2PbO2 + 2H2O

PbO2 + HNO2 + H2SO4= PbSO4 + HNO3 + H2O



Получение оксидов

1 Горение  в  O2  простых  веществ

t > 1200 оС (или катализатор Pt)

N2 + O2 → 2NO

В более мягких условиях азот с кислородом не реагирует.

Hal2 + O2 — не реагируют

Pt, Au + O2 — не реагируют

Примеры:

C + O2 → CO2



S + O2 → SO2!!!

3Fe + 2O2 → Fe3O4 (FeO.Fe2O3)

железная окалина

2 Горение  в  O2  сложных  веществ

При горении сложных веществ в кислороде образуются оксиды элементов, входящих в состав сложных веществ. Не образуют оксидов те элементы, которые не реагируют с кислородом.

2P2S5 + 15O2 → 2P2O5 + 10SO2

3 Доокисление  оксидов  с  промежуточной  СТОК  элементов

  O2 + 2SO2 → 2SO3 (реакция проходит в присутствии катализаторов, например металлов )

SO3 + O2 — не реагируют (оксиды в высшей СТОК элемента не окисляются)

2CO + O2 → 2CO2

P2O3 + O2 → P2O5

4 Разложение  неустойчивых  веществ

1) неустойчивых кислот

H2CO3 → H2O + CO2↑ ― проходит в естественных условиях

Вывод: Вместо H2CO3 принято писать H2O + CO2

H2SO3 → H2O + SO2

H2SiO3 → H2O + SiO2

4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2

Последние три кислоты разлагаются при нагревании.

2) неустойчивых солей

MeCO3, MeSO3, MeSiO3 (металл — в Ia подгруппе ниже Li) Соли, с кислотными остатками неустойчивых кислот могут разложиться при нагревании до 500 – 1000 градусов.



500 oC

CaCO3 → CaO + CO2

MgSiO3 → MgO + SiO2

3) нерастворимых оснований

В составе основания нет активного металла! Нерастворимые основания разлагаются при слабом нагревании или при хранении.

Cu(OH)2 → CuO + H2O

Кислоты

Определение


  1. Кислоты ― это сложные вещества, образованные атомами водорода и кислотными остатками.

HBr

HNO3

(кислотные остатки выделены полужирным начертанием)


  1. Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых образуются только катионы водорода и анионы кислотных остатков.

HBr → H+ + Br-

HNO3 → H+ + NO3-



Классификация кислот

  1. Бескислородные и кислородсодержащие (по наличию атома O)

  2. Одноосновные и многоосновные (по числу моль атомов Н)

  3. Сильные и слабые

Сильные кислоты HCl, HBr, HI и HxЭОY, где y-x2.

  1. Неустойчивые (H2CO3, H2SO3, H2SiO3) и устойчивые HCl, H2SO4.

  2. По агрегатному состоянию:

  • газы: H2S всегда и HCl, HBr, HI если рядом нет воды

  • твердые: H2SiO3, H3PO4 (при температуре ниже 10 градусов).

  • жидкие: HNO3, H2SO4.

Диссоциация кислот

  1. Сильных (HCl, HBr, HI и все кислоты, где разница между индексами у О и у Н больше 2)

Oдноосновных

У сильных одноосновных кислот диссоциация идет в одну стадию. Уравнение реакции принято записывать как необратимое:

HBr → H+ + Br -

HNO3 → H+ + NO3 -

Многоосновных

У сильных многоосновных кислот диссоциация идет ступенчато. Все стадии, кроме первой, принято записывать как обратимые:



H2SO4 → H++HSO4-

1 стадия диссоциации

HSO4- H+ + SO42-

2 стадия диссоциации

________________________________

H2SO4 → 2H++ SO42-






  1. Несильных

Одноосновных

У несильных одноосновных кислот диссоциация идет в одну стадию. Реакция обратима.

HF H+ + F-

HClO H+ + ClO-

Многоосновных

У несильных многоосновных кислот диссоциация идет ступенчато. Все стадии обратимы.



H2S  H+ + HS-

1 стадия

HS-  H+ + S2-

2 стадия

_________________________________

Суммарное уравнение для несильных кислот не записывают. Каждая последующая стадия диссоциации идет в меньшей степени, чем предыдущая.

Окраска индикаторов

Водные растворы кислот, из-за наличия в них катионов водорода, меняют окраску индикаторов:



лакмус

красный

метилоранж

розовый

фенолфталеин

бесцветный

Кислоты способны образовывать столько видов кислотных остатков, сколько моль атомов водорода в формуле кислоты. Многоосновные кислоты могут образовывать кислые и средние соли.

Пример: кислота H2SO4 образует гидросульфаты и сульфаты (NaHSO4 и Na2SO4), кислота H3PO4 чаще образует кислые соли – дигидрофосфаты или гидрофосфаты (NaH2PO4 или Na2HPO4), так как диссоциация по третьей стадии идет в незначительной степени. Степень окисления кислотного остатка всегда отрицательна и численно равна числу атомов водорода, ушедших от формулы кислоты.

Получение кислот

  1. водород+неметалл

H2 + S → H2S

  1. кислотный оксид+вода

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

Исключение:

2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

SiO2 + H2O — не реагирует


  1. кислота+соль

В продукте реакции должен образовываться осадок, газ или вода. Обычно более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из солей. Если соль нерастворима в воде, то она реагирует с кислотой, если образуется газ.

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2

K2SiO3 + H2SO4 → K2SO4 + H2SiO3

NaCl + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl (на холоду)

2NaCl + H2SO4 (конц.) = Na2SO4 + 2HCl (при нагревании).

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S



Химические свойства кислот



  1. Разбавленные кислоты, кроме азотной, реагируют с металлами, стоящими левее водорода, образуя соль и водород:

Mg + 2HCl → MgCl2 + H2

  1. Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

  1. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду.

2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O (реакция нейтрализации).

  1. Соли реагируют с кислотами (см. получение кислот)

Особенности окислительной активности азотной кислоты.

В зависимости от концентрации кислоты и активности восстановителя азотная кислота дает различные продукты, причем часто реакция проходит по разным направлениям и приводит к образованию смеси веществ.

Концентрированнная азотная кислота как окислитель реагирует с металлами, неметаллами и сложными веществами:


  • пассивирует (не реагирует без сильного нагревания) Bi, Ca, Al, Fe, Cr, Ni и не реагирует с Pt, Au.

  • при взаимодействии со щелочными и щелочноземельными металлами восстанавливается до N2O

8Na + 10HNO3 = N2O + 8NaNO3 +5H2O

  • c Zn, Sn, Pb, Cu, Hg, Ag –восстанавливается до NO2

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

  • при взаимодействии с As, Sb восстанавливается до NO

3As + 5HNO3 + 2 H2O = 3H3AsO4 + 5NO

  • восстанавливается до NO2 при взаимодействии с неметаллами

S + 6HNO3 = 6NO2 + H2SO4 + 2H2O

P + 5HNO3 = 5NO2 + H3PO4 + H2O

C + HNO3 = CO2 + 4NO2+ 2H2O

I2 + 10HNO3 = 10NO2 + 2HIO3 + 4H2O



  • восстанавливается до NO2 при взаимодойствии со сложными веществами, не обладающими сильной восстановительной активностью:

2HNO3 + Na2SO3 = Na2SO4 + 2NO2 + H2O

Разбавленная азотная кислота.

Чем ниже концентрация кислоты, тем ниже степень окисления азота в продуктах реакции с металлами.



  • в присутствии металлов, стоящих в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода восстанавливается до NO:

3Ag + 4HNO3 = NO + 3AgNO3 + 2H2O

Ca, Mg, Zn восстанавливают до N2O

4Ca + 10HNO3 = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

металлы средней активности восстанавливают разбавленную азотную кислоту до NO (возможно параллельное образование и других продуктов восстановления).

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

в присутствии неметаллов восстанавливается до NO:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 5NO + 3H3PO4

восстанавливается до NO при взаимодействии со сложными веществами, не обладающими сильной восстановительной активностью:

3Na2S + 8HNO3 = 6NaNO3 + 3S + 2NO + 4H2O

очень разбавленная азотная кислота восстанавливается Co до N2, а металлами Ca, Mg, Zn, Fe, Sn – до NH4+.



Особенности окислительной активности концентрированной серной кислоты.

В концентрированной серной кислоте окислителем является SO42-, она пассивирует Al, Fe, Cr, Ni. Благородные металлы (золото, платина) не реагируют с концентрированной серной кислотой.

Активными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до H2S:

8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O

Металлами, стоящими за водородом – до SO2

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O,

а при взаимодействии с цинком продуктами восстановления могут быть H2S, S, SO2.

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

4Zn + 5H2SO4 = H2S + 4H2O + 4ZnSO4

3Zn + 4H2SO4 = S + 4H2O + 3ZnSO4.

В присутствии неметаллов концентрированная серная кислота восстанавливается до SO2:

S + 2H2SO4= 3SO2+ H2O

C + 2H2SO4 = 2SO2 + CO2 + 2H2O.

Щёлочи

Определение

Щёлочи ― это электролиты при диссоциации, которых образуются катионы Меn+ и только анионы ОН-групп.

Щёлочи ― сложные вещества, образованные атомами Ме (активных) и гидроксидными ОН группами. К щелочам также относят гидроксид аммония (слабое основание).

Диссоциация.

NaOH → Na+ + OH-

Ca(OH)2 → CaOH+ + OH-

CaOH+  Ca2+ + OH-

_______________________________________

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

Щелочи, у которых несколько ОН групп, образуют столько видов катионов, сколько ОН групп в составе щёлочи. Они могут образовывать несколько видов солей:

(СаОН)+2SO42- гидроксохлорид кальция (хлорид гидроксокальция) ― основная соль

CaSO4 ― сульфат кальция ― средняя соль.

Получение щёлочей.


  • активный Ме + Н2О

Na + H2O → NaOH + 1/2H2

  • оксид активного Ме + Н2О

Na2O + H2O → 2NaOH

  • электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H2O э.ток→ 2NaOH + Cl2↑ + H2

Химические свойства щелочей.

    1. Щелочи реагируют с металлами, оксиды и гидроксиды которых амфотерны. Реакция сопровождается образованием разных веществ в растворе и расплаве:

Щёлочи + Ме (Me, оксиды и гидроксиды, у которых амфотерны)

  • в расплаве:

2H2O + 2Al0 + NaOH → 2NaAlO2 + 3H2

Zn + 2NaOH → Na2ZnO2-2 + H2



  • в растворе реакции проходят иначе:

2Al + 6H2O + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

2Al + 2OH- + 6H2O → 2[Al(OH)4]- + 3H2

Zn + 2H2O + NaOH → Na2[Zn2+(OH)4]2- + H2

в формуле комплексной соли число ОН групп (лигандов) обычно в два раза больше СТОК Ме, стоящего в кислотном остатке.



    1. Щелочи реагируют с некоторыми неметаллами. С галогенами, серой, фосфором проходит реакция диспропорционирования.

Примеры уравнений реакций:

2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O - на холоду

6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O – при нагревании,
6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
3NaOH + 4P + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3
С кремнием проходит межмолекулярная окислительно-восстановительная реакция:

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2



    1. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:

6NaOH + P2O5 → 2Na3PO4 + 3H2O

краткое ионное уравнение:

6OH- + P2O5 → 2PO4 3- + 3H2O

Расплав:


Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 +H2O

Раствор:


3H2O+Al2O3 + 2NaOH → 2Na[Al(OH)4]

краткое ионное уравнение:

3H2O + Al2O3 + 2OH- →2[Al(OH)4]-

4. Реагируют с кислотами (реакция нейтрализации):

NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

OH- + H+ → H2O

5. Реагируют с амфотерными гидроксидами:

KOH + Al(OH)3 → K[Al(OH)4]

OH- + Al(OH)3 → [Al(OH)4]-

6. Реагируют с солями. При этом после реакции должен быть либо осадок, либо газ (если реагирует соль аммония), либо H2O.Взаимодействие щелочи с солью - это реакция ионного обмена, значит, она идет в сторону образования менее сильного электролита:

K2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4↓+ 2KOH

3Ca(OH)2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2↓ + 6NaOH

3Ca2+ + 2PO43- → Ca3(PO4)2

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3

Окраска индикаторов

Водные растворы щелочей, из-за наличия в них ОН-анионов, меняют окраску индикаторов:



лакмус

синий

метилоранж

желтый

фенолфталеин

малиновый

Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды

Определение

Нерастворимые основания ― вещества типа МеОН, в составе которых нет активных металлов (подгруппы Ia и IIа ниже магния).



Получение

  • Способ получения нерастворимых оснований ― соль + щелочь:

Fe(NO3)3 + 3NaOH → Fe (OH)3↓ + 3NaNO3

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3

  • Нерастворимые основания нельзя получить из соответствующего оксида и воды ― они не реагируют друг с другом (искл.оксид магния).

MeO + H2O — не реагирует

Неактивный Me



Классификация и свойства нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов

нерастворимые основания

основные

амфотерные

формула

MeOH +1; +2 (кр. искл)

MeOH +3; +4; (+2) искл.

разлагаются при повышении температуры

Cu(OH)2 → CuO + H2O

синий черный

во влажном состоянии


Zn(OH)2 → ZnO + H2O

реагируют с кислотами

Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 +2H2O

Mg(OH)2 + 2H+ → Mg2+ + 2H2O



Be(OH)2 + 2HCl → BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2 + 2H+ → Be2+ + 2H2O



реагирует со щелочами в растворе

-

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

OH- + Al(OH)3 → [Al(OH)4]-




Соли

Определение

Cоли ― сложные вещества, образованные атомом металла и кислотным остатком.

Классификация солей

1. Средние соли, состоят из атомов металла и кислотных остатков:



NaCl ― хлорид натрия.

2. Кислые соли, образованы атомами металла, водорода и кислотными остатками:



NaHCO3 ― гидрокарбонат натрия.

3. Основные соли, образованы атомами металла, гидроксильными группами и кислотными

остатками:

CaOHCl ― гидроксохлорид кальция.

4. Двойные соли образованы атомами разных металлов и кислотным остатком:



KAl(SO4)2 ― сульфат алюминия, калия.

5. Смешанные соли, состоят из атомов металла и разных кислотных остатков:



AlSO4Cl ― сульфат, хлорид алюминия.

6. Комплексные соли (соединения с квадратными скобками):



Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия.

Получение солей

Взаимодействие веществ генетического ряда металлов с веществами генетического ряда неметаллов обычно приводит к образованию солей.


следующая страница >>