1. Металл + Неметалл. В данное взаимодействие не вступают инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.
2.
Неметалл + неметалл.
При этом более электроотрицательный
неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой
электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например,
взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не
возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых
веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные
газы в жестких условиях могут реагировать с фтором.
Не взаимодействуют кислород
с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких
температурах.
3. Металл + кислотный оксид. Металл восстанавливает неметалл из оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся неметаллом. Например:
2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (при недостатке магния)
2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)
4. Металл + кислота. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода.
Исключение составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная), которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт восстановления кислоты.
Нужно обратить внимание на то, что при взаимодействии металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль: Mg +2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4 ) 2 + H 2 .
Если продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на свинец, барий или кальций.
5. Металл + соль. В растворе в данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния, включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он реагирует не с солью, а с водой с образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт пассивирует металл.
Однако, из этого правила бывают исключения:
2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;
2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Так как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления, окисляя даже менее активные металлы.
В расплавах ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.
Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV ) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Металл + основный оксид. Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).
8. Неметалл + основание. Как правило, реакция идет между неметаллом и щелочью.Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.
KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)
6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (в горячем растворе)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2
1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):
СО 2 + С = 2СО;
2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;
SiO 2 + C = CO 2 + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si С
2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):
2С O + O 2 = 2СО 2 .
С O + Cl 2 = СО Cl 2 .
2 NO + O 2 = 2 N О 2 .
10. Кислотный оксид + основный оксид . Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так как соответствующей соли не существует.
11. Вода + основный оксид . Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.
12. Основный оксид + кислота . Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно образование кислой соли.
13. Кислотный оксид + основание . Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .
Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.
Иногда с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам, при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается менее растворимое вещество): 2 Mg (OH ) 2 + CO 2 = (MgOH ) 2 CO 3 + H 2 O .
14. Кислотный оксид + соль. Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.
Возможно соединение кислотного оксида с собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата – дисульфат, из сульфита – дисульфит:
Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5
Для этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор соли и избыток кислотного оксида.
В растворе соли могут реагировать с собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3
15. Вода + кислотный оксид . Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота. Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт, кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в прямых, так и обратных реакциях.
16. Основание + кислота. Реакция идет, если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.
17. Основание + соль. Реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
18. Соль + кислота. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).
Сильная кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами, сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.
Реакции между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия, бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли, например: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4 ) 2 .
19. Соль + соль. Как правило,реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит.
1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется . Это большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных металлов – до менее растворимых основных солей.
Рассмотрим примеры:
2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3H 2 CO 3
H 2 CO 3 разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH ) 3 + 3 CO 2 (2)
Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III ) и карбоната натрия: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH ) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl
CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)
Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:
2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)
Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II ) и карбоната натрия:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
13. Основные классы неорганических соединений. Оксиды металлов и неметаллов. Номенклатура этих соединений. Химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.
Оксиды – соединения элемента с кислородом.
Оксиды не образующие кислот, оснований и солей при обычных условиях, называются не солеобразующими.
Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные (обладающие двойственными свойствами) . Неметаллы образуют только кислотные оксиды, металлы – все остальные и некоторые кислотные.
Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами.
Свойства:
1. Взаимодействие с водой:
Взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)
CaO+H2O = Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)
2. Взаимодействие с кислотами:
Взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)
CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием "гипс").
3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли
CaO+CO2=CaCO3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)
Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.
Свойства:
Химическая реакция с водой CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа.
Реакция с щелочами (основаниями): CO 2 +2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O- кальцинированная сода или стиральная сода.
Реакция с основными оксидами: CO 2 +MgO=MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".
Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов.
Свойства:
Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:
Реакция с кислотным оксидом:
ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.
Реакция с основаниями:
ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.
14. Основания.Номенклатура оснований. Химические свойства оснований. Амфотерные основания, реакции их взаимодействия с кислотами и щелочами.
Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидрокси-группами.
Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием.
Свойства:
Взаимодействие с неметаллами:
при нормальных условиях гидроксиды не взаимодействуют с большинством неметаллов, исключение - взаимодействие щелочей с хлором
Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей: 2NaOH + SO 2 = Na 2 SO 3 + H 2 O
Взаимодействие с кислотами -реакция нейтрализации:
с образованием средних солей: 3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
условие образования средней соли - избыток щелочи;
с образованием кислых солей: NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
условие образования кислой соли - избыток кислоты;
с образованием основных солей: Cu(OH)2 + HCl = Cu(OH)Cl + H2O
условие образования основной соли - избыток основания.
С солями основания реагируют при выпадении осадка в результате реакции, выделения газа или образования малодиссоциирующего вещества.
Амфотерными называются гидроксиды, которые проявляют и основные и кислотные свойства в зависимости от условий, т.е. растворяются в кислотах и щелочах.
Ко всем свойствам оснований добавляются взаимодействие с основаниями:
Al(OH)3 + NaOH = Na
В заданиях ЕГЭ есть такие вопросы, где требуется определить тип оксида. Прежде всего, следует запомнить четыре типа оксидов:
1) несолеобразующие
2) основные
3) кислотные
4) амфотерные
Основные, кислотные и амфотерные оксиды часто также объединяют в группу солеобразующих оксидов .
Не вдаваясь в теоретические подробности, изложу пошаговый алгоритм определения типа оксида.
Первое — определите: оксид металла перед вами или оксид неметалла.
Второе — установив, какой оксид металла или неметалла перед вами, определите степень окисления элемента в нем и воспользуйтесь таблицей ниже. Естественно, правила отнесения оксидов в этой таблице нужно выучить. Поначалу можно решать задания, подглядывая в нее, но ваша цель ее запомнить, так как на экзамене никаких источников информации, кроме таблицы Д.И. Менделеева, таблицы растворимости и ряда активности металлов, у вас не будет.
|
Оксид неметалла |
Оксид металла |
|
1) Степень окисления неметалла +1 или +2 Вывод: оксид несолеобразующий Исключение: Cl 2 O не относится к несолеобразующим оксидам |
1) Степень окисления металла равна +1, +2 Вывод: оксид металла основный Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO не относятся к основным оксидам!! |
|
2) Степень окисления больше либо равна +3 Вывод: оксид кислотный Исключение: Cl 2 O относится к кислотным оксидам, несмотря на степень окисления хлора +1 |
2) Степень окисления металла +3, +4, Вывод: оксид амфотерный. Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO амфотерны, несмотря на степень окисления +2 у металлов |
|
3) Степень окисления металла +5,+6,+7 Вывод: оксид кислотный. |
Примеры:
Задание: определите тип оксида MgO.
Решение: MgO является оксидом металла, при этом степень окисления металла в нем +2. Все оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 основны, кроме оксида бериллия или цинка.
Ответ: MgO – основный оксид.
Задание: определите тип оксида Mn 2 O 7
Решение: Mn 2 O 7 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +7. Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5,+6,+7) относятся к кислотным.
Ответ: Mn 2 O 7 – кислотный оксид
Задание: определите тип оксида Cr 2 O 3 .
Решение: Cr 2 O 3 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +3. Оксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 относятся к амфотерным.
Ответ: Cr 2 O 3 – амфотерный оксид.
Задание: определите тип оксида N 2 O.
Решение: N 2 O – оксид неметалла, и степень окисления неметалла в этом оксиде равна +1. Оксиды неметаллов в степенях окисления +1 и +2 относятся к несолеобразующим.
Ответ: N 2 O – несолеобразующий оксид.
Задание: определите тип оксида BeO.
Решение: оксид бериллия, а также оксид цинка являются исключениями. Несмотря на степень окисления металлов в них, равную +2, они амфотерны.
Ответ: BeO – амфотерный оксид.
С химическими свойствами оксидов можно ознакомиться
13.1. Определения
К важнейшим классам неорганических
веществ по традиции относят простые вещества
(металлы и неметаллы), оксиды (кислотные, основные
и амфотерные), гидроксиды (часть кислот,
основания, амфотерные гидроксиды) и соли.
Вещества, относящиеся к одному и тому же классу,
обладают сходными химическими свойствами. Но вы
уже знаете, что при выделении этих классов
используют разные классификационные признаки.
В этом параграфе мы окончательно сформулируем
определения всех важнейших классов химических
веществ и разберемся, по каким признакам
выделяются эти классы.
Начнем с простых веществ
(классификация
по числу элементов, входящих в состав вещества).
Их обычно делят на металлы
и неметаллы
(рис.
13.1-а
).
Определение понятия " металл" вы уже знаете.
Из этого определения видно, что главным признаком, позволяющим нам разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи.
В большинстве неметаллов связь ковалентная. Но есть еще и благородные газы (простые вещества элементов VIIIA группы), атомы которых в твердом и жидком состоянии связаны только межмолекулярными связями. Отсюда и определение.
По химическим свойствам среди
металлов выделяют группу так называемых
амфотерных металлов.
Это название отражает
способность этих металлов реагировать как с
кислотами, так и со щелочами (как амфотерные
оксиды или гидроксиды) (рис. 13.1-б
).
Кроме этого, из-за химической инертности среди
металлов выделяют благородные металлы.
К ним
относят золото, рутений, родий, палладий, осмий,
иридий, платину. По традиции к благородным
металлам относят и несколько более
реакционно-способное серебро, но не относят
такие инертные металлы, как тантал, ниобий и
некоторые другие. Есть и другие классификации
металлов, например, в металлургии все металлы
делят на черные и цветные,
относя к черным
металлам железо и его сплавы.
Из сложных веществ
наибольшее значение
имеют, прежде всего, оксиды
(см.§2.5),
но так как в их классификации учитываются
кислотно-основные свойства этих соединений, мы
сначала вспомним, что такое кислоты
и основания
.
Таким образом, мы выделяем кислоты и
основания из общей массы соединений, используя
два признака: состав и химические свойства.
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие
(оксокислоты
) и бескислородные
(рис. 13.2).
Следует помнить, что кислородсодержащие кислоты по своему строению являются гидроксидами .
Примечание. По традиции для бескислородных кислот слово кислота" используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор – хлороводородной или соляной кислотой.
Теперь вернемся к оксидам. Мы относили оксиды к группе кислотных или основных по тому, как они реагируют с водой (или по тому, из кислот или из оснований они получаются). Но с водой реагируют далеко не все оксиды, зато большинство из них реагирует с кислотами или щелочами, поэтому оксиды лучше классифицировать по этому свойству.
Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими . Это, например, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2 . В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими (рис. 13.3).
Как вы знаете, большинство кислот и оснований относится к гидроксидам . По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды (рис. 13.4).
Теперь нам осталось дать определение солей . Термин " соль" используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль – это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Поэтому упрощенно можно сказать, что
Можно дать и другое, более точное, определение солей.
Давая такое определение, соли оксония
обычно относят и к солям, и к кислотам.
Соли принято подразделять по составу на кислые
,
средние
и основные
(рис. 13.5).
То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.
Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли – минерал малахит Cu 2 (OH) 2 CO 3 .
Как видите, важнейшие классы химических веществ выделяются по разным классификационным признакам. Но по какому бы признаку мы не выделяли класс веществ, все вещества этого класса обладают общими химическими свойствами.
В этой главе вы познакомитесь с наиболее характерными химическими свойствами веществ-представителей этих классов и с самыми важными способами их получения.
МЕТАЛЛЫ,
НЕМЕТАЛЛЫ, АМФОТЕРНЫЕ МЕТАЛЛЫ, КИСЛОТЫ,
ОСНОВАНИЯ, ОКСОКИСЛОТЫ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ
КИСЛОТЫ, ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ, КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ,
АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ, СОЛИ,
КИСЛЫЕ СОЛИ, СРЕДНИЕ СОЛИ, ОСНОВНЫЕ СОЛИ
1.Где
в естественной системе элементов расположены
элементы, образующие металлы, а где – элементы,
образующие неметаллы?
2.Напишите формулы пяти металлов и пяти
неметаллов.
3.Составьте структурные формулы следующих
соединений:
(H 3 O)Cl, (H 3 O) 2 SO 4 , HCl, H 2 S, H 2 SO 4 ,
H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , Ba(OH) 2 , RbOH.
4.Каким оксидам соответствуют следующие
гидроксиды:
H 2 SO 4 , Ca(OH) 2 , H 3 PO 4 , Al(OH) 3 ,
HNO 3 , LiOH?
Каков характер (кислотный или основный) каждого
из этих оксидов?
5.Среди следующих веществ найдите соли. Составьте
их структурные формулы.
KNO 2 , Al 2 O 3 , Al 2 S 3 , HCN, CS 2 ,
H 2 S, K 2 , SiCl 4 , CaSO 4 ,
AlPO 4
6.Составьте структурные формулы следующих кислых
солей:
NaHSO 4 , KHSO 3 , NaHCO 3 , Ca(H 2 PO 4) 2 ,
CaHPO 4 .
13.2. Металлы
В кристаллах металлов и в их расплавах
атомные остовы связывает единое электронное
облако металлической связи. Как и отдельный атом
элемента, образующего металл, кристалл металла
обладает способностью отдавать электроны.
Склонность металла отдавать электроны зависит
от его строения и, прежде всего, от размера
атомов: чем больше атомные остовы (то есть чем
больше ионные радиусы), тем легче металл отдает
электроны.
Металлы – простые вещества, поэтому степень
окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции,
металлы почти всегда изменяют степень окисления
своих атомов. Атомы металлов, не обладая
склонностью принимать электроны, могут только их
отдавать или обобществлять.
Электроотрицательность этих атомов невелика,
поэтому даже при образовании ими ковалентных
связей атомы металлов приобретают положительную
степень окисления. Следовательно, все металлы в
той или иной степени проявляют восстановительные
свойства
. Они реагируют:
1) С неметаллами
(но не все и не со всеми):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (при нагревании),
Fe + S = FeS (при нагревании).
Наиболее активные металлы легко реагируют с
галогенами и кислородом, а с очень прочными
молекулами азота реагирует только литий и
магний.
Реагируя с кислородом, большинство металлов
образует оксиды, а наиболее активные – пероксиды
(Na 2 O 2 , BaO 2) и другие более сложные
соединения.
2) С оксидами
менее активных металлов:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (при нагревании),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (с
предварительным нагреванием).
Возможность протекания этих реакций
определяется общим правилом (ОВР протекают в
направлении образования более слабых окислителя
и восстановителя) и зависит не только от
активности металла (более активный, то есть легче
отдающий свои электроны металл восстанавливает
менее активный), но и от энергии кристаллической
решетки оксида (реакция протекает в направлении
образования более " прочного" оксида).
3) С растворами кислот
(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe +
2H 3 O
= Fe 2 + H 2
+ 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2 , Fe + 2HCl p =
FeCl 2p + H 2 .
В этом случае возможность реакции легко
определяется по ряду напряжений (реакция
протекает, если металл в ряду напряжений стоит
левее водорода).
4) C растворами солей
(§ 12.2):
Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p , Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p .
Для определения возможности протекания реакции
здесь также используется ряд напряжений.
5) Кроме этого, наиболее активные металлы
(щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH , Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 +
2OH ,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2 , Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p
+ H 2 .
Во второй реакции возможно образование осадка
Ca(OH) 2 .
Большинство металлов в промышленности
получают,
восстанавливая их оксиды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (при высокой
температуре),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (при высокой температуре).
В лаборатории для этого часто используют
водород:
Наиболее активные металлы, как в
промышленности, так и в лаборатории, получают с
помощью электролиза (§ 9.9).
В лаборатории менее активные металлы могут быть
восстановлены из растворов их солей более
активными металлами (ограничения см. в §
12.2).
1.Почему металлы не склонны проявлять
окислительные свойства?
2.От чего в первую очередь зависит химическая
активность металлов?
3.Осуществите превращения
а) Li Li 2 O
LiOH LiCl; б) NaCl Na Na 2 O 2 ;
в) FeO Fe FeS Fe 2 O 3 ;
г) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2 .
4.Восстановите левые части уравнений:
а) ... = H 2 O + Cu;
б) ... = 3CO + 2Fe;
в) ... = 2Cr + Al 2 O 3
.
Химические свойства металлов.
13.3. Неметаллы
В отличие от металлов, неметаллы очень
сильно отличаются друг от друга по своим
свойствам – как физическим, так и химическим, и
даже по типу строения. Но, не считая благородных
газов, во всех неметаллах связь между атомами
ковалентная.
Атомы, входящие в состав неметаллов, обладают
склонностью к присоединению электронов, но,
образуя простые вещества, " удовлетворить"
эту склонность не могут. Поэтому неметаллы (в той
или иной степени) обладают склонностью
присоединять электроны, то есть могут проявлять окислительные
свойства
. Окислительная активность неметаллов
зависит, с одной стороны, от размеров атомов (чем
меньше атомы, тем активнее вещество), а с другой –
от прочности ковалентных связей в простом
веществе (чем прочнее связи, тем менее активно
вещество). При образовании ионных соединений
атомы неметаллов действительно присоединяют "
лишние" электроны, а при образовании
соединений с ковалентными связями – лишь
смещают в свою сторону общие электронные пары. И
в том, и в другом случае степень окисления
уменьшается.
Неметаллы могут окислять:
1) металлы
(вещества более или менее склонные
отдавать электроны):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3 ,
O 2 + 2Mg = 2MgO (с предварительным нагреванием),
S + Fe = FeS (при нагревании),
2C + Ca = CaC 2 (при нагревании).
2) другие неметаллы
(менее склонные принимать
электроны):
2F 2 + C = CF 4 (при нагревании),
O 2 + S = SO 2 (с предварительным
нагреванием),
S + H 2 = H 2 S (при нагревании),
3) многие сложные
вещества:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (при
нагревании),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Здесь возможность протекания реакции
определяется прежде всего прочностью связей в
реагентах и продуктах реакции и может быть
определена путем расчета G
.
Самый сильный окислитель – фтор. Ненамного
уступают ему кислород и хлор (обратите внимание
на их положение в системе элементов).
В значительно меньшей степени окислительные
свойства проявляют бор, графит (и алмаз), кремний
и другие простые вещества, образованные
элементами, примыкающими к границе между
металлами и неметаллами. Атомы этих элементов
менее склонны присоединять электроны. Именно эти
вещества (особенно графит и водород) способны
проявлять восстановительные свойства
:
2С + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Остальные химические свойства неметаллов вы
изучите в следующих разделах при знакомстве с
химией отдельных элементов (как это было в случае
кислорода и водорода). Там же вы изучите и способы
получения этих веществ.
1.Какие из приведенных веществ являются
неметаллами: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2.Приведите примеры неметаллов, при обычных
условиях представляющих собой а) газы, б)
жидкости, в) твердые вещества.
3.Приведите примеры а) молекулярных и б)
немолекулярных простых веществ.
4.Приведите по три примера химических реакций, в
которых окислительные свойства проявляет
а) хлор и б) водород.
5.Приведите три примера химических реакций,
отсутствующие в тексте параграфа, в которых
водород проявляет восстановительные свойства.
6.Осуществите превращения:
а) P 4
P 4 O 10 H 3 PO 4 ; б) H 2 NaH H 2 ; в) Cl 2
NaCl Cl 2 .
Химические свойства неметаллов.
13.4. Основные оксиды
Вы уже знаете, что все основные оксиды
– твердые немолекулярные вещества с ионной
связью.
К основным оксидам относятся:
а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,
б) оксиды некоторых других элементов, образующих
металлы, в низших степенях окисления, например:
СrO, MnO, FeO, Ag 2 O и др.
В их состав входят однозарядные,
двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы)
и оксид-ионы. Наиболее характерные химические
свойства
основных оксидов как раз и связаны с
присутствием в них двухзарядных оксид-ионов
(очень сильных частиц-оснований). Химическая
активность основных оксидов зависит прежде
всего от прочности ионной связи в их кристаллах.
1) Все основные оксиды реагируют с растворами
сильных кислот (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 +3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p
= NiSO 4p + H 2 O.
В первом случае кроме реакции с ионами оксония
протекает еще и реакция с водой, но, так как ее
скорость значительно меньше, ею можно
пренебречь, тем более, что в итоге все равно
получаются те же продукты.
Возможность реакции с раствором слабой кислоты
определяется как силой кислоты (чем сильнее
кислота, тем она активнее), так и прочностью связи
в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид).
2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов
реагируют с водой (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p , BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p .
3) Кроме того, основные оксиды реагируют с
кислотными оксидами:
BaO + CO 2 = BaCO 3 ,
FeO + SO 3 = FeSO 4 ,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3 .
В зависимости от химической активности тех и
других оксидов реакции могут протекать при
обычной температуре или при нагревании.
В чем причина протекания таких реакций?
Рассмотрим реакцию образования BaCO 3 из BaO и CO 2 .
Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в
этой реакции уменьшается (из двух веществ,
твердого и газообразного, образуется одно
кристаллическое вещество), следовательно,
реакция экзотермическая. В экзотермических
реакциях энергия образующихся связей больше, чем
энергия рвущихся, следовательно, энергия связей
в BaCO 3 больше, чем в исходных BaO и CO 2 . И в
исходных веществах, и в продуктах реакции два
типа химической связи: ионная и ковалентная.
Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO
несколько больше, чем в BaCO 3 (размер
карбонатного иона больше, чем оксид-иона),
следовательно, энергия системы O 2 + CO 2 больше,
чем энергия CO 3 2 .
+ Q
Иными словами, ион CO 3 2 более устойчив, чем
отдельно взятые ион O 2 и молекула CO 2 . А большая
устойчивость карбонат-иона (его меньшая
внутренняя энергия) связана с распределением
заряда этого иона (– 2 е
) по трем атомам
кислорода карбонат-иона вместо одного в
оксид-ионе (см. также § 13.11).
4) Многие основные оксиды могут быть
восстановлены до металла более активным
металлом или неметаллом-восстановителем:
MnO + Ca = Mn + CaO (при нагревании),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (при нагревании).
Возможность протекания таких реакций зависит не
только от активности восстановителя, но и от
прочности связей в исходном и образующемся
оксиде.
Общим способом получения
почти всех основных
оксидов является окисление соответствующего
металла кислородом. Таким способом не могут быть
получены оксиды натрия, калия и некоторых других
очень активных металлов (в этих условиях они
образуют пероксиды и более сложные соединения), а
также золота, серебра, платины и других очень
малоактивных металлов (эти металлы не реагируют
с кислородом). Основные оксиды могут быть
получены термическим разложением
соответствующих гидроксидов, а также некоторых
солей (например, карбонатов). Так, оксид магния
может быть получен всеми тремя способами:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2 .
1.Составьте уравнения реакций:
а) Li 2 O + CO 2 б) Na 2 O + N 2 O 5 в) CaO + SO 3
г) Ag 2 O + HNO 3 д) MnO + HCl е) MgO + H 2 SO 4
2.Составьте уравнения реакций, протекающих при
осуществлении следующих превращений:
а) Mg MgO MgSO 4 б)
Na 2 O
Na 2 SO 3 NaCl
в) CoO Co CoCl 2 г)
Fe Fe 3 O 4
FeO
3.Порцию никеля массой 8,85 г прокалили в токе
кислорода до получения оксида никеля(II), затем
обработали избытком соляной кислоты. К
полученному раствору добавили раствор сульфида
натрия до прекращения выделения осадка.
Определите массу этого осадка.
Химические
свойства основных оксидов.
13.5. Кислотные оксиды
Все кислотные оксиды - вещества с
ковалентной
связью.
К кислотным оксидам относятся:
а) оксиды элементов, образующих неметаллы,
б) некоторые оксиды элементов, образующих
металлы, если металлы в этих оксидах находятся в
высших степенях окисления, например, CrO 3 , Mn 2 O 7 .
Среди кислотных оксидов есть вещества,
представляющие собой при комнатной температуре
газы (например: СО 2 , N 2 O 3 , SO 2 ,
SeO 2), жидкости (например, Mn 2 O 7) и
твердые вещества (например: B 2 O 3 , SiO 2 ,
N 2 O 5 , P 4 O 6 , P 4 O 10 , SO 3 ,
I 2 O 5 , CrO 3). Большинство кислотных
оксидов - молекулярные вещества (исключения
составляют B 2 O 3 , SiO 2 , твердый SO 3 ,
CrO 3 и некоторые другие; существуют и
немолекулярные модификации P 2 O 5). Но и
немолекулярные кислотные оксиды при переходе в
газообразное состояние становятся
молекулярными.
Для кислотных оксидов характерны следующие химические
свойства
.
1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными
основаниями, как с твердыми:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (при
нагревании),
так и с растворами щелочей (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5
+ 2OH =
2NO 3
+ H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5
+ 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Причина протекания реакций с твердыми
гидроксидами та же, что с оксидами (см.
§ 13.4).
Наиболее активные кислотные оксиды (SO 3 , CrO 3 ,
N 2 O 5 , Cl 2 O 7) могут реагировать
и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Кислотные оксиды реагируют с основными
оксидами (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (при
нагревании)
3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O
= H 2 SO 3 (более правильная запись формулы
сернистой кислоты -SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O
= H 2 SO 4
Многие кислотные оксиды могут быть получены
путем окисления кислородом (сжигания в кислороде
или на воздухе) соответствующих простых веществ
(C гр, S 8 , P 4 , P кр, B, Se, но не N 2
и не галогены):
C + O 2 = CO 2 ,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2 ,
или при разложении соответствующих кислот:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (при сильном
нагревании),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (при
высушивании на воздухе),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (при комнатной
температуре в растворе),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (при комнатной
температуре в растворе).
Неустойчивость угольной и сернистой кислот
позволяет получать CO 2 и SO 2 при
действии сильных кислот на карбонаты Na 2 CO 3
+ 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 +H 2 O
(реакция протекает как в растворе, так и с твердым
Na 2 CO 3), и сульфиты
K 2 SO 3тв + H 2 SO 4конц = K 2 SO 4
+ SO 2
+ H 2 O (если воды много, диоксид серы в виде
газа не выделяется).
Свойства химических соединений в первую очередь определяются их составом, поэтому надо четко разбираться в закономерностях составления химических формул, отражающих этот состав. При изучении отдельных классов неорганических соединений надо знать определение каждого класса, классификацию, способы получения и свойства. Оксиды. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. В оксидах атомы кислорода соединяются только с атомами других элементов и не связаны между собой. Названия оксидов элементов, имеющих постоянную степень окисления, составляются из двух слов «оксид + название элемента в родительном падеже»: MgO - оксид магния, Na 2 O - оксид натрия, СаО - оксид кальция.Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента указывается его степень окисления римской цифрой в скобках: МnО - оксид марганца (II), Мn 2 О 3 - оксид марганца (III).Название оксидов можно также образовывать добавлением к слову "оксид" греческих числительных. Например, СО 2 - диоксид углерода, SO 2 - диоксид серы, SO 3 - триоксид серы, OsO 4 - тетраоксид осмия.По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Оксиды, которые при химических реакциях образуют соли, называются солеобразующими: СО 2 + Са(ОН) 2 = СаСО 3 + Н 2 О оксид углерода (IV) гидроксид кальция карбонат кальция MgO + 2НС1 = MgCl 2 + Н 2 О оксид магния хлороводородная кислота хлорид магния СО 2 и MgO - солеобразующие оксиды. Оксиды, которые не образуют солей, называются несолеобразующими: NO - оксид азота (II), N 2 O - оксид азота (I), SiO - оксид кремния (II) - это несолеобразующие оксиды. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.К основным оксидам относятся только оксиды металлов: щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr), щелочноземельных (Mg, Ca, Sr, Ba, Ra), лантана, а также всех остальных металлов в их низших степенях окисления. Например, Na 2 O, CaO, Cu 2 O, CrO, MnO, BaO, La 2 O 3 - основные оксид. Гидраты всех основных оксидов являются основаниями:
К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов, а также металлов в высших степенях окисления. Например, SO 2 , SO 3 , СО 2 , СrО 3 , Мn 2 О 7 - кислотные оксиды. Гидраты всех кислотных оксидов являются кислотами:
К амфотерным оксидам относятся оксиды некоторых металлов главных подгрупп (оксиды бериллия, алюминия), а также оксиды некоторых металлов побочных подгрупп периодической системы элементов Д. И. Менделеева в промежуточных степенях окисления. Например, BeO, A1 2 O 3 , ZnO, MnO 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 - амфотерные оксиды. Гидроксиды амфотерных оксидов проявляют свойства кислот и оснований: Zn(OH) 2 ← ZnO → H 2 ZnO 2 гидроксид цинка оксид цинка цинковая кислота
Составление формул оксидов. При составлении формул оксидов рекомендуем придерживаться следующего плана (на примере оксида азота (III)): 1) записать химические знаки элементов, входящих в состав вещества, и указать их степени окисления: N +3 O -2 2) найти наименьшее общее кратное степеней окисления: 3 x 2 = 63) определить индексы элементов, разделив наименьшее общее кратное на модуль степени окисления каждого элемента: 6: 3 = 2; 6: 2 = 3. 4) полученные индексы приписать справа к знакам элементов: N 2 O 3 . Основания. Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп (OH -). Например, Fe(OH) 3 , Ca(OH) 2 . Названия оснований складывается из слов «гидроксид» и названия металла в родительном падеже: Ва(ОH) 2 – гидроксид бария; NaOH – гидроксид натрия. Если металл образует несколько гидроксидов, то указывают степень его окисления римской цифрой в скобках. Например, Fe(ОН) 2 - гидроксид железa (II), Bi(OH) 3 - гидроксид висмута (III). Haзвание основания составляют и так: к слову гидроксид добавляют приставки, которые показывают количество гидроксогрупп в основании. Например, Са(ОН) 2 - дигидроксид кальция, Вi(ОН) 3 - тригидроксид висмута. Число гидроксогрупп в молекуле основания определяет его кислотность. В зависимости от числа протонов, которые может присоединить основание, различают: 1) однокислотные (NaOH, КОН, NH 4 OH), 2) двухкислотные (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ва(OH) 2), 3) трехкислотные (La(OH) 3 , Bi(OH) 3) и т.д. основания. Остатки оснований. Положительно заряженные группы атомов (катионы), которые остаются после отрыва от молекулы основания одной или нескольких гидроксогрупп, называются остатками основания. Величина положительного заряда остатка основания определяется числом оторвавшихся гидроксогрупп. В табл. 1 приведены формулы и названия некоторых оснований и их остатков. Таблица 1 - Названия и формулы некоторых оснований и их остатков (по номенклатуре ИЮПАК)
Амфотерные гидроксиды.
Амфотерными называются такие гидроксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные и кислотные свойства.
Например: Zn(OH) 2 + 2HCI = ZnCl 2 + 2H 2 O Zn(OH) 2 + 2H + = Zn 2+ + 2H 2 O Zn(OH) 2 + 2NaOH = Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O в растворе тетрагидроксоцинкат натрия при сплавлении цинкат натрия С позиций теории электролитической диссоциации, амфотерными называются гидроксиды, которые при диссоциации образуют и катионы водорода, и гидроксид-ионы.
К амфотерным гидроксидам относятся гидроксиды некоторых металлов главных подгрупп (бериллия, алюминия), а также некоторых металлов побочных подгрупп периодической системы элементов в промежуточных степенях окисления. Например, Ве(ОН) 2 , А1(ОН) 3 , Zn(OH) 2 , Ge(OH) 2 , Sn(OH) 4 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 - амфотерные гидроксиды. Кислоты.
Кислотами называют сложные соединения, в состав которых входят атомы водорода, способные замещаться атомами металла.
Кислоты различают: 1) по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты: а) бескислородные
(это водные растворы водородных соединений неметаллов VI и VII групп периодической системы элементов H 2 S, Н 2 Те, HF, HC1, HBr, HI, а также HSCN и HCN); б) кислородсодержащие
(это гидраты оксидов неметаллов, а также некоторых металлов в высших степенях окисления (+5, +6, +7) - Н 2 СО 3 , H 2 SO 4 , Н 2 СlO 4 и т.д.); 2) по основности
(т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металлов с образованием соли) а) одноосновные
(НС1, HNO 3 , HCN, CH 3 COOH), б) двухосновные
(H 2 S, H 2 SO 4 , H 2 CO 3), в) трехосновные
(Н 3 РО 4 , H 3 AsO 4) и т.д.
Названия бескислородных кислот составляют из названия элемента + О + слово "водородная":
НС1 - хлороводородная кислота; H 2 S - сероводородная кислота; HCN - циановодородная кислота; HI - йодоводородная кислота. Названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением –ная, - вая
, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая; - истая; - оватистая
: HCIO 4 – хлорная кислота; HCIO 2 – хлористая кислота; HCIO 3 – хлорноватая кислота; HCIO − хлорноватистая кислота; HNO 3 − aзотная; HNO 2 – азотистая; H 2 SO 4 − серная; H 2 SO 3 – сернистая. Анионы кислоты.
Отрицательно заряженные группы атомов и одиночные атомы (отрицательные ионы), которые остаются после отрыва от молекулы кислоты одного или нескольких атомов водорода, называются анионами кислоты.
Величина отрицательного заряда аниона кислоты определяется числом атомов водорода, замещенных металлом (табл. 2). Соли.
Соли – это продукты замещения водорода кислоты металлом или гидроксогрупп основания кислотными остатками.
Например, 2НСl + Zn = ZnCl 2 + H 2 Н 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O кислота соль кислота основание соль С позиций теории электролитической диссоциации, соли - это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы,отличные от катионов водорода, и анионы, отличные от анионов ОН - .
Таблица 2 - Названия и формулы некоторых кислотных остатков
| Формула кислоты | Название кислоты | Анион | Название аниона | |
| НС1 | Хлороводородная (соляная) | Сl - | Хлорид-ион | |
| НВr | Бромоводородная | Вr - | Бромид-ион | |
| HI | Йодоводородная | I | Йодид-ион | |
| H 2 S | Сероводородная | HS – S 2– | Гидросульфид-ион Сульфид-ион | |
| HClO | Хлорноватистая | ClO – | Гипохлорит-ион | |
| HClO 2 | Хлористая | ClO 2 - | Хлорит-ион | |
| НСlO 3 | Хлорноватая | СlO 3 - | Хлорат-ион | |
| HClO 4 | Хлорная | ClO 4 - | Перхлорат-ион | |
| H 2 SO 3 | Сернистая | HSO 3 – SO 3 2– | Гидросульфит-ион Сульфит-ион | |
| H 2 SO 4 | Серная | HSO 4 - SO 4 2− | Гидросульфат-ион Сульфат-ион | |
| HNO 2 | Азотистая | NO 2 − | Нитрит-ион | |
| HNO 3 | Азотная | NO 3 − | Нитрат-ион | |
| H 3 PO 4 | Ортофосфорная | н 2 ро 4 - нро 4 2 - ро 4 3 - | Дигидрофосфат-ион Гидрофосфат-ион Ортофосфат-ион | |
| H 2 CO 3 | Угольная | НСО 3 - СО 3 2- | Гидрокарбонат-ион Карбонат-ион | |
| H 2 SiO 3 | Кремниевая | HSiO 3 - SiO 3 2- | Гидросиликат-ион Силикат-ион | |
| HMnO 4 | Марганцовая | МnО 4 - | Перманганат-ион | |
| H 3 BO 3 | Борная (ортоборная) | ВО 3 3- | Борат-ион | |
| Н 2 СrO 4 | Хроматы | СrO 4 2- | Хромат-ион | |
| H 2 Cr 2 O 7 | Дихромовая | Cr 2 O 7 2 - | Дихромат-ион | |
| HCN | Циановодородная | CN − | Цианид-ион |
Соли принято делить на средние, кислые и основные. Средняя соль - это продукт полного замещения водорода кислоты металлом или гидроксогруппы основания кислотным остатком. Например, Na 2 SO 4 , Са(NО 3) 2 - средние соли. Кислая соль - продукт неполного замещения водорода многоосновной кислоты металлом. Например, NaHSO 4 , Са(НСО 3) 2 - кислые соли. Основная соль - продукт неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания кислотными остатками. Например, Mg(OH)NO 3 , Al(OH)Cl 2 - основные соли. Если атомы водорода в кислоте замещаются атомами разных металлов или гидроксогруппы оснований замещаются различными кислотными остатками, то образуются двойные соли. Например, KA1(SO 4) 2 , Са(ОС1)С1. Двойные соли существуют только в твердом состоянии. Комплексные соли - это соли, в состав которых входят комплексные ионы. Например, соль K 4 - комплексная, так как в ее состав входит комплексный ион 4- . Составление формул солей. При составлении формул солей нужно помнить правило: абсолютная величина произведения зарядов катионов на их число равна абсолютной величине произведения заряда кислотного остатка на число кислотных остатков. Например, для составления формулы карбоната натрия: 1) записывают катион и рядом анион из таблиц 1 и 2: Na + CO 3 2- ; 2) находят наименьшее общее кратное модулей зарядов: 1х2=2; 3) делят общее кратное на модуль заряда катиона и получают их число (индекс): 2/1=2. Также находят число анионов: 2/2=1; 4) проставляют индексы и получают формулу Na 2 CO 3 . Название солей образуется из названия кислотного остатка (табл.2) в именительном падеже и названия катиона (табл. 1) в родительном падеже (без слова «ион»): NaCI – хлорид натрия; FeS - сульфид железа (II); NH 4 CN - цианид аммония. Окончания названий анионов кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента:
Например, CaCO 3 – карбонат кальция; Fe 2 (SO 3) 3 - сульфит железа (III). Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-
,указывающей на наличие незамещенных атомов водорода (число атомов водорода указывают греческими числительными приставками). Катион основной соли получает приставку гидроксо-
,указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Например, СаНРО 4 – гидроортофосфат кальция; (MgOH) 2 SO 4 - сульфат гидроксомагния; NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия; КА1(SO 4) 2 - сульфат калия-алюминия. Генетические связи
.
Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях. Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды металлов и неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент. Среди металлов можно выделить две разновидности рядов:
1. Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд можно представить с помощью следующих превращений: металл– основный оксид–щёлочь–соль
, например генетический ряд калия K – K 2 O –KOH–KCl.
2. Генетический ряд, где в качестве основания выступает нерастворимое основание. Данный ряд можно представить цепочкой превращений: металл–основный оксид–соль–нерастворимое основание–основный оксид–металл.
Например: Cu – CuO – CuCl 2 – Cu(OH) 2 – CuO – Cu.
Среди неметаллов также можно выделить две разновидности рядов:
1. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает растворимая кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде: неметалл–кислотный оксид–растворимая кислота–соль. Например: P – P 2 O 5 – H 3 PO 4 – Na 3 PO 4 .
2. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает нерастворимая кислота: неметалл – кислотный оксид – соль – кислота –кислотный оксид – неметалл.
Например:
Si – SiO 2 – Na 2 SiO 3 – H 2 SiO 3 – SiO 2 – Si.
При изучении химических свойств различных классов неорганических соединений необходимо помнить, что взаимодействовать друг с другом могут только вещества, относящиеся к различным генетическим рядам (металла и неметалла), что отражено схемой:
2.3 Семинар № 1. « Способы получения и химические свойства оксидов, кислот, оснований, солей» Цель: отработка навыков составления молекулярных и структурных формул веществ, составления названий и определения принадлежности соединений к определенным классам. Вопросы для обсуждения и задания: 1.Какие вещества называют оксидами? Составьте формулы и дайте названия оксидов следующих элементов:а) калия; б) цинка; в) фосфора (III); г) кремния (IV); д) хрома (VI); е) хлора (VII); ж) ртути (II).2.Изобразите графически формулы следующих оксидов: а) оксида меди (I); б) оксида фосфора (V); в) оксида серы (VI); г) оксида марганца (VII); д) оксида азота (III).3. Приведите примеры несолеобразующих оксидов.Какие оксиды называются: а) основными; б) кислотными; в) амфотерными? Приведите примеры всех видов оксидов.4.Как зависит характер оксида от положения элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева? Ответ проиллюстрируйте примерами.5. Какие из следующих соединении будут реагировать с оксидом серы (VI): P 2 O 3 , СаО, НNO 3 , Ва(ОН) 2 , MgO, H 2 O, SO 2 ? Напишите уравнения возможных реакций.6. Cоставьте формулы оксидов и их гидратов для следующих элементов: железа (III), марганца (II, VII), серы (IV, VI), хлора (I, VII). Назовите гидроксиды.7. Составьте уравнения реакций между: а) оксидом кальция и оксидом фосфора (V); б) оксидом железа (III) и оксидом серы (VI); в) гидроксидом калия и оксидом цинка; г) серной кислотой и оксидом цинка; д) ортофосфорной кислотой и оксидом цинка. 8. Какие соединения называются основаниями? Чем определяется кислотность оснований? Что называется остатком основания? Приведите примеры. 9. Напишите названия и графические изображения формул следующих оснований и их остатков: Ва(ОН) 2 , КОН, Cа(ОН) 2 , La(OH) 3 , Th(OH) 4 . 10. Какие основания являются щелочами? Как щелочи изменяют цвет индикаторов? 11. Какая реакция называется реакцией нейтрализации? Напишите уравнения реакций между следующими соединениями (со всеми возможными продуктами): а) гидроксидом калия и азотной кислотой; б) гидроксидом калия и хлоридом никеля (II), в) тригидроксидом висмута и серной кислотой; г) гидроксидом калия и оксидом кремния (IV); д) гидроксидом натрия и сульфатом магния; ж) гидроксидом калия и хлоридом цинка. 12. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения: а) К → КОН; б) FeSO 4 → Fe(OH) 2 ; в) Са(ОН) 2 → СаСО 3 . 13. Какие соединения называются кислотами? Чем определяется основность кислоты? Что называется кислотным остатком и чем определяется его заряд? 14. Напишите формулы оксидов, которые соответствуют кислотам: ортоборной Н 3 ВО 3 , марганцовой НMnО 4 , ортофосфорной Н 3 РО 4 . 15. Напишите уравнения реакций разбавленной серной кислоты: а) с алюминием; б) с оксидом магния; в) с гидроксидом железа (III); г) с нитратом бария. Что общего в этих реакциях? 16.Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно получить:а) серную кислоту Н 2 SО 4 ; б) сероводородную кислоту H 2 S; в) угольную кислоту Н 2 СО 3 .17. Какие из следующих металлов вытесняют водород из хлороводородной кислоты: К, Ва, Hg, Fe, Сu, Al, Ag, Na, Mg, Au? Составьте уравнения реакций. 18. Какие соединения называются солями? Какие соли вы знаете?Составьте формулы солей из следующих остатков: а) гидроксомагний-ион иортофосфат-ион; б) гидроксовисмут(III)-ионисульфат ион; в) гидроксовисмут (III)-ион и нитрат-ион; г) висмут(III)-ион и xлорид-ион; д) никель(II)-ион и ортофосфат-ион.19.Дайте названия следующим солям и изобразите графические формулы: MgCl 2 , Na 2 SO 4 , K 3 PO 4 , Cu(NO 3) 2 , BaCO 3 , Fe(NO 3) 3 FeS, KHCO 3 , Na 2 HPO 4 , NaH 2 PO 4 , Fe(OH)Cl.20.Напишите формулы следующих солей: а) сульфат железа (III); б) дигидрофосфат магния; в) хлорид гидроксоалюминия. 21. Какие из следующих веществ взаимодействуют между собой: оксид меди (II), серная кислота, гидроксид кальция, оксид углерода (IV), гидроксид цинка, гидроксид натрия? Напишите уравнения реакций. 22. С соединениями каких классов взаимодействуют металлы? Напишите уравнения соответствующих реакций. 24. При взаимодействии соединений каких классов образуются соли? Напишите уравнения соответствующих реакций. Индивидуальное задание: Для заданной преподавателем соли указать: - название соли; - формулы гидроксидов, ее образовавших, их названия, степень окисления гидроксидообразующего элемента; - формулы оксидов для вышеприведенных гидроксидов, их характер; - уравнения диссоциации гидроксидов (общее и по ступеням): а) основания б) кислоты в) для амфотерных гидроксидов уравнения диссоциации по типу кислоты, и по типу основания; - уравнения реакции получения соли в молекулярном и ионном виде; - графическую формулу соли; - определите значения эквивалентов гидроксидов и соли. Варианты заданий: AlCl 3 , KNO 3 , KBr, Na 3 PO 4 , Na 2 CO 3 , CaCl 2 , KMnO 4 , NaClO, KClO 3 , KClO 4 , Cr(NO 3) 3 , Zn(NO 3) 2 , K 2 ZnO 2 , KAlO 2 , Na 2 SO 3 , Na 2 S, LiHS, KCN,K 2 CO 3 , KHCO 3 , NaHCO 3 , (CuOH) 2 CO 3 , AlOHCl 2 Предлагаемый алгоритм выполнения: - формула соли Al 2 (SO 4) 3 , ее название – сульфат алюминия - данная соль образована гидроксидом алюминия Al(OH) 3 , и серной кислотой Н 2 SO 4 . Cпень окисления кислотообразующего элемента (серы) +6 - формулы оксидов и их характер: оксид алюминия Al 2 O 3 проявляет амфотерные свойства; оксид серы (VI) SO 3 – кислотный оксид. - уравнения диссоциации гидроксидов (общее и по ступеням): а) основания по типу основания: Al(OH) 3 «Al 3+ +3OH - - общее по ступеням: 1) Al(OH) 3 «Al(OH) 2 + +OH - 2) Al(OH) 2 + «AlOH 2+ +OH - 3) AlOH + «Al 3+ +OH - по типу кислоты: H 3 AlO 3 « H 2 O + HAlO 2 Ортоформа метаформа – более устойчивая HAlO 2 «H + + AlO 2 - б) кислоты: H 2 SO 4 «2H + +SO 4 2- - общее по ступеням: 1) H 2 SO 4 «H + +HSO 4 - 2) HSO 4 - «H + +SO 4 2- - реакции образования: а) в молекулярном виде 2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 Oб) в полном ионном 2Al(OH) 3 +6H + +3SO 4 2- = 2Al 3+ + 3SO 4 2- + 6H 2 O в) в сокращенном ионном 2Al(OH) 3 +6H + = 2Al 3+ + 6H 2 O - графическая формула соли
