Классификация, состав, номенклатура оксидов, кислот, оснований. Способы получения и их химические свойства. 2 страница

_hv

Н₂ + С1₂ = 2НС1

_t

Н₂ + S ⁼ H₂S

или выделяют из соответствующих солей:

_t

2NaCl (тв.) + H₂SO₄(конц.) = 2НС1↑ + Na₂SO₄

FeS (тв.) + H₂SO₄ (разб.) = H₂S + FeSO₄

Кислородсодержащие кислоты получают различными способами. Конечнойстадией многих способов является растворение кислотных оксидов в воде:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Р₂O₅ + ЗН₃O= 2Н₃РO₄

4NO₂ + O₂ + 2Н₂O = 4HNO₃

Слабые кислородсодержащие кислоты выделяются из их солей при действии более сильных кислот:

Na₂SiO₃ + 2HC1 = H₂SiO₃↓ + 2NaCl

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2Н₃РO₄ + 3CaSO₄

Некоторые кислотосодержащие кислоты получают окислением простых веществ-неметаллов:

_{О +5}

3Р + 5HNO₃ (разб.) + 2Н₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO↑

_{о +6}

S + 2HNO₃ (разб.) = H₂SO₄ + 2NO↑

Вопросы для самоподготовки:

1. Несолеобразующие оксиды. Приведите примеры.

2. Солеобразующие оксиды. Приведите примеры.

3. С помощью уровнений реакций охарактеризуйте химические свойства оксида меди (II), оксида серы (IV), оксида цинка.

4. На какие группы делятся основания по растворимости в воде? Приведите примеры.

5. Напишите уравнения реакции нейтрализации в молекулярной и ионной форме.

6. Номенклатура и классификация кислот.

7. Охарактеризовать химические свойства кислот.

8. Написать уравнения диссоциации многоосновной кислоты (H₃PO₄).

9. Осущесвите цепочку превращений:

Кислота + нормальная соль → новая нормальная соль + новая кислота

Кислота + нормальная соль → кислая соль

Кислота + основная соль → нормальная соль + вода

Кислота + металл → соль + разные продукты реакции

Лекция № 7.

Тема: Классификация, состав, номенклатура солей. Способы получения и их

химические свойства.

План

1. Классификация солей.

2. Электролитическая диссоциация. Номенклатура.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства:

а) реакции ионного обмена;

б) окислительно-восстановительные реакции;

в) реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов.

5. Способы получения.

2. Электролитическая диссоциация. Номенклатура. Нормальные (средние) соли.

Практически все соли являются сильными электролитами, т.е. в водных растворах полностью диссоциируют на ионы. Характер диссоциации зависит от типа соли.

NaCl Na⁺ + С l ^- хлорид натрия

A1₂(SO₄)₃ 2А1 + 3SO₄ ^2- сульфат алюминия

NH₄NO₃ NH⁴⁺ + NO₃ ^- нитрат аммония

Кислые соли:

КНСО₃ К⁺ + НСО₃^- гидрокарбонат калия

Са(Н₂РO₄)₂ Са²⁺ + 2Н₂РO₄ ^- дигидрофосфат кальция

NH₄HS NH₄⁺ + HS^- гидросульфид аммония

Основные соли:

CuOHBr CuOH⁺ +Br ^- гидроксобромид меди (II) (бромид гидроксомеди (II))

Fe(OH)₂N0₃ Fe(OH)₂⁺ +NO₃ ^- дигидроксонитрат железа (III)

(NiOH)₂S0₄ 2NiОН⁺ + S0₄^2- гидроксосульфат никеля (II)

Двойные соли:

K₂SO₄ ^. A1₂(SO₄)₃ 2К⁺ + 2А1³⁺ + 4SO₄^{2 -} сульфат

или

калия-

KA1(SO₄)₂ К⁺ + А1³+ + 2SO₄^2- алюминия

Комплексные соли:

[Ag(NH₃)₂] Сl^- хлорид диаминсеребра (I)

K₃[Fe(CN)₆] ЗК⁺ + [Fe(CN)₆]^3- гексацианоферрат (III) калия

3. Физические свойства.

Большинство солей являются твердыми веществами с ионной кристаллической решеткой. Соли s- и р-металлов, как правило, бесцветны. Многие соли d-элементов окрашены.

Растворимость солей в воде варьируется в широких пределах. Хорошо растворимыми являются практически все соли натрия, калия, аммония; соли азотной кислоты (нитраты), соляной кислоты (хлориды), уксусной кислоты (ацетаты).

Плохо растворимы в воде многие фосфаты (соли Н₃РO₄), карбонаты (соли Н₂СО₃), сульфиды (соли H₂S).

4. Химические свойства.

Характерными для солей являются следующие типы реакций:

1) реакции ионного обмена, в ходе которых катионы или анионы солей образуют малодиссоциирующие или малорастворимые вещества при связывании с ионами реагентов;

2) окислительно-восстановительные реакции, в ходе которых катионы или анионы солей выступают либо в роли окислителей, либо в роли восстановителей;

3) реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов.

а) Реакция ионного обмена (реакции данного типа возможны, если хотя бы один из продуктов реакции представляет собой: а) слабый электролит; б) осадок; в) газообразное вещество).

Взаимодействие с растворами щелочей (возможны для растворимых солей)

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ â + Na₂SO₄

Cu ²⁺ + 2OH ^- = Cu(OH)₂

NH₄NO₃ + KOH = KNO₃ + NH₃ á + H₂O

NH₄⁺ + OH^- = NH₃ á + H₂O

Na₂CO₃ + Ba(OH)₂ = 2NaOH + BaCO₃

CO₃^2- + Ba²⁺ = BaCO₃

КНСО₃ + КОН = K₂CO₃ + Н₂O

(кислая соль) (нормальная соль)

НСO₃^- + ОН^- =СО₃²⁺ + Н

Fe(OH)₂Cl + NaOH = Fe(OH)₃ â + NaCl
(основная соль)(основание)

Fe(OH)₂⁺ + OH = Fe(OH)₃

Взаимодействие с кислотами:

Na₂CO₃ + 2НС1 = 2NaCl + СO₂ á + H₂O

СO₃^2- + 2Н⁺ = СO₂ á + Н₂O

СаСОз + 2НС1 = СаС1₂ + СO₂ á + Н₂O

СаСОз + 2Н⁺ = Са²⁺ + СO₂ + Н₂O

NaHCO₃ + HC1 → CO₂ á + H₂O +NaC1

Na₂S + H₂S = 2NaHS

(нормальная (кислая соль)

соль)

S^2- + H₂S = 2HS

MgOHCl +HC1 = MgCl₂ + Н₂O

(основная соль) (нормальная соль)

MgOH ⁺+ Н⁺ = Mg²⁺ + Н₂O

AgNO₃ +HC1 = AgCl â +HNO₃

Ag⁺ + Cl ^- = AgCl

ВаС1₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ â + 2НС1

Ba²⁺ + SO₄^2-= BaSO₄

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS â + 2HNO₃

Pb²⁺ + H₂S = PbS + 2H⁺

Взаимодействие солей друг с другом (возможны для растворимых солей):

AgNO₃ + NaCl = AgCl â + NaNO₃

Ag⁺ + CI^- = AgCl

Ba(NO₃)₂ + K₂S0₄ = BaSO₄ â + 2KNO₃

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ â + 2NaCl

Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃

Zn(NO₃)₂ + K₂S = ZnSâ + 2KNO₃

Zn²⁺ + S^2- = ZnS

NH₄HCO₃ + NaCl = NaHCO₃ â + NH₄Cl

HCO₃ ^- + Na⁺ = NaHCO₃

2K₃[Fe(CN)₆] + 3FeSO₄ = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ â + 3K₂SO₄

2[Fe(CN)₆]^3- + 3Fe²⁺ = Fe₃[Fe(CN)₆]₂

FeCl₃ + 3NH₄SCN à Fe(SCN)₃ + 3NH₄C1

ß

Fe³⁺ + 3SCN à Fe(SCN)₃ (слабый электролит)

ß

Многие обменные реакции являются качественными реакциями на катионы и анионы: реакция (2) - на катионы NH₄⁺; реакции (6, 7, 8) - на анион СO₃^2-; реакции (11, 14) - на катион Ag⁺ и анион Сl^-; реакции (12,15) - на катион Ва²⁺ и анион SO₄^2-; реакция (13) - на анион S^2-; реакция (19) - на катион Fe²⁺; реакция (20) - на катион Fe³.

б) Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, в которых катионы соли играет роль окислителя

а) взаимодействие растворов солей с металлами (более активные металлы восстанавливают менее активные металлы из растворов их солей):

+2 0

CuSO₄ + Fe = Сu + FeSO₄

_{+2 0}

Hg(NO₃)₂ + Сu = Hg + Cu(NO₃)₂

б) взаимодействие растворов солей с другими восстановителями:

+1 0

8 AgNO₃ + РН₃ + 4Н₂O = 8Ag + Н₃РO₄ + 8HNO₃

Реакции, в которых катион соли играет роль восстановителя

+2 +3

2FeCl₂ + С1₂ = 2FeCl₃

+2+3

4СгС1₂ + 4НС1 +O₂ = 4СгС1₃ + 2Н₂O

+3 +6

2СгС1₃ + 3NaBiO₃ + 7NaOH + H₂O = 2Na₂CrO₄ + 3Bi (OH)₃ + 6NaCl

Реакции, в которых анион соли играет роль окислителя

+6 +3

К₂Сг₂O₇ + 3H₂O₂ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3O₂ + K₂SO₄ + 7H₂O

+7 +4

2КМnO₄ + 3С₂Н₄ + 4Н₂O = 2МnO₂ â + 3С₂Н₄(ОН)₂ + 2КОН

Реакции, в которых анион соли играет роль восстановителя:

₀

2Кl ^- + C1₂ = l ₂ + 2KC1

+3 +6

2КСrO₂ + 3РbO₂ + 2KOH = 2К₂СrO₄ + 3РbО + Н₂O

Реакции, в которых и катион, и анион соли играют роль восстановителей:

+2 -1 t +3 +4

4FeS₂ + 11O₂= 2Fe₂O₃ + 8SO₂

+2 -2+3 0

10FeS + 36HNO₃ = 10Fe(NO₃)₃ + 10S + 3N₂ + 18H₂O

(разб.)

Реакция внутримолекулярного окисления-восстановления:

+5 -2 t, кат -1 0

2КСlO₃ = 2КС1 + 3O₂á

+5 t + 4 0

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ á + O₂á

+7 -2 t +6 +4 0

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ á

в) Реакции разложения солей, происходящие без переноса электронов.

Если анион соли не проявляет окислительных свойств, то такие соли, как правило, разлагаются без изменения степеней окисления:

t

СаСO₃ = СаО + СO₂ á

t

Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂â+ 2СO₂ á

t

(CuOH)₂CO₃ = 2CuO + СO₂ á + H₂O

(NH₄)₂SO₄ = NH₃ á+ NH₄HSO₄

5. Способы получения солей.

Ниже представлены способы получения солей на примере растворимой соли бескислородной кислоты (хлорид натрия) и нерастворимой соли кислородосодержащей кислоты (сульфат бария).

Первые 6 способов получения являются идентичными для обеих солей.

Вопросы для самоподготовки:

С помощью уравнений химических реакций осуществите генетическую связь между классами неорганических веществ

Лекция №8

Тема: Амфотерность. Химические свойства амфотерные оксидов и гидроксидов. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

План

1. Амфотерные оксиды.

2. Амфотерные гидроксиды; определение и важнейшие представители; физические свойства.

3. Химические свойства:

а) основные свойства;

б) кислотные свойства;

в) термическое разложение.

4. Способы получения.

5. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

1. Амфотерные оксиды.

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:

ZnO (как основный оксид) + 2НС1 (раствор) = ZnCl₂ + H₂O

ZnO (тв., как кислотный оксид) + 2NaOH (тв.) = Na₂ZnO₂ (цинкат натрия) + Н₂О

или в растворе щелочи:

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия)

ZnO + 2 ОН ^- + Н₂O = [Zn(OH)₄]^2-

2. Амфотерные гидроксиды; определение и важнейшие представители;
физические свойства.

Амфотерные гидроксиды - слабые электролиты, которые способны диссоциировать как с образованием ионов Н⁺ (по типу кислоты), так и с образованием ионов ОН^- (по типу основания).

Диссоциация по кислотному типу усиливается в щелочной среде, а по основному типу - в кислой среде:

ОН Н⁺

Н⁺ + МеО^- МеОН Ме⁺ + ОН ^–

Важнейшие представители:

Физические свойства: все амфотерные гидроксиды представляют собой твердые вещества, плохо растворимые в воде.

3. Химические свойства.

Проявляя свойства очень слабых оснований и очень слабых кислот, амфотерные гидроксиды взаимодействуют с сильными кислотами и с сильными основаниями (щелочами).

а) Основные свойства.

В результате реакций с кислотами в раствор переходят катионы металлов, входящих в состав амфотерных гидроксидов; например:

Zn(OH)₂ + 2НС1 ZnCl₂ + 2Н₂O

Zn(OH)₂ + 2H⁺ Zn²⁺ + 2H₂O

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ A1₂(SO₄)₃ + 6H₂O

Al(OH)₃ + 3H⁺ A1³⁺ + 3H₂O

б) кислотные свойства.

Co щелочами амфотерные гидроксиды могут взаимодействовать при высокой температуре в расплавах; при этом образуются соли, содержащие кислотные остатки метакислотных форм амфотерных гидроксидов, например:

t

А1(ОН)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2Н₂O

метаалюминат

натрия

t

2Сr(ОН)₃ + Ва(ОН)₂ = Ва(СrO₂)₂ + 4Н₂O

метахромит бария

При взаимодействии амфотерных гидроксидов с растворами щелочей образуется гидроксокомплексы с координационным числом, как правило, 4 или 6; например:

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] - тетрагидроцинкат натрия

Zn(OH)₂ + 2OН ^- = [Zn(OH)₄]^2-

А1(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] - тетрагидроксоалюминат натрия

А1(ОН)₃ + ОН ^- = [AL(OH)₄] ^-

или:

А1(ОН)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆] - гексагидроксоалюминат натрия

А1(ОН)₃ + 3ОН ^- = [А1(ОН)₆]^{3 -}

в) термическое разложение.

Как и нерастворимые основания, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании (дегидратируются):

t

2А1(ОН)₃ = А1₂O₃ + 3Н₂O

4. Способы получения.

а) Подробно нерастворимым основаниям, амфотерные гидроксиды можно
осаждать щелочами из растворов соответствующих солей, избегая избытка
щелочи:

А1С1₃ + 3NaOH = А1(ОН)₃ â + 3NaCl

А1³⁺ + 3ОН ^- = А1(ОН)₃

ZnSO₄ + 2KOH = Zn(OH)₂ â +K₂SO₄

Zn²⁺ + 2OH ^- = Zn(OH)₂

б) Амфотерные гидроксиды выделяются также в процессе разрушения
гидроксокомплексов при действии кислот:

К₃[Сr(ОН)₆] + ЗНС1 = Сr(ОН)₃ â + 3КС1 + 3Н₂O

[Cr(OH)₆]^{3 -} + 3Н⁺ = Сr(ОН)₃ + 3Н₂O

или при растворении в растворах кислот цинкатов, метаалюминатов и т.д.:

Na₂ZnO₂ + 2HC1 = Zn(OH)₂ â + 2NaCl

ZnO₂^{2 -} + 2Н⁺ = Zn(OH)₂

NaAlO₂ + HC1 + H₂O = Al(OH)₃ â + NaCl

AlO₂ ^- + H⁺ + H₂O = Al(OH)₃

Во всех этих реакциях следует брать строго рассчитанное количество кислоты, поскольку в избытке кислоты образующиеся амфотерные гидроксиды растворяются.

5. Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Многочисленные способы получения солей из веществ, принадлежащих к разным классам, свидетельствует о том, что между этими классами неорганических веществ существует тесная взаимосвязь.

Связь между классами неорганических соединений, которые основаны на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической.

Генетическая связь между важнейшими классами неорганических веществ проиллюстрировано на следующей схеме:

Металл

Неметалл

+O₂ +O₂

Основный

оксид

+H₂O +H₂O

Основание

Сходящиеся стрелки в этой схеме показывают взаимодействие тех веществ, от которых они направлены, с образованием солей.

1. Me + неМе

2. Ме + O₂

3. МеО + Н₂O

4. неМе + О₂

5. неМеО + Н₂O

6. МеО + неМеО

7. МеОН + неМеО

8. НАu + МеО

9. МеОН + НАu

10. Ме + НАu

Взаимосвязь классов неорганических соединений