И их производные. Все остальные вещества - неорганические.
Классификация неорганических веществ
Неорганические вещества по составу делят на простые и сложные.
Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента и подразделяются на металлы, неметаллы, благородные газы. Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.
Сложные неорганические вещества по составу и свойствам распределяют по следующим важнейшим классам: оксиды, основания , кислоты, амфотерные гндроксиды, соли.
Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки3. Классификация неорганических соединений
При классификации необходимо строго придерживаться признаков, по которым она проводится. Простейшим признаком является состав – атомный или элементный. По атомному составу можно выделить одно-, двух- и т.д. атомные (Не; N 2 и СО; О 3 и NO 2 и т.д., соответственно). То же по элементному составу: одноэлементные (Не, N 2); двухэлементные (СО, СО 2) и т.д.. Кроме того – по названию (виду) одного из элементов или радикалов, входящих в состав ряда соединений: оксиды, сульфиды, гидроксиды, сульфаты и т.д.
По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических ре акциях. Например, широко используется кислотно-основная классификация, связанная с теорией кислот и оснований Аррениуса. В этой теории кислотой называют вещество, которое при диссоциации в воде образует ионы Н + и анионы, основанием – вещество, образующее при этом ионы ОН – и катионы, при взаимодействии кислоты и основания образуется соль и вода. Таким образом, в соответствии с этой теорией выделяют три группы веществ.
В соответствии с этой же теорией любые сложные вещества могут обладать кислотными, основными или амфотерными свойствами.
Кислотные свойства проявляет вещество, если оно при растворении в воде образует кислоту, а в реакциях с другими веществами отдаёт Н + , образует анион и присоединяет катион.
Основные свойства – противоположны кислотным.
Амфотерность – проявление противоположных свойств одним и тем же веществом (в данном случае и кислотных, и основных).
В качестве примеров приведём классификации оксидов, гидроксидов и фторидов по этому признаку.
Сложные вещества
(неорганические)
Оксиды Основания Кислоты Соли
Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят атомы кислорода и какого-либо другого элемента (Э Х О Y ). Степень окисления кислорода в оксидах равна - 2. Например, Fe 2 O 3 - оксид железа (Ш); CгO - оксид хрома (II) или оксид хрома (+2).
По химическим свойствам оксиды различают:
ОКСИДЫ
основные амфотерные кислотные
образуются металлами Al 2 O 3 ,BeO,ZnO,PbO, образуются неметалла-
(MgO;CrO;CuOи др)Cr 2 O 3 ,SnO,SnO 2 ,GeO, ми и металлами в
в степ. окисл. +1, +2GeO 2 ,Sb 2 O 3 ,MnO 2 и др. высш. степ. окисления.
(CO 2 ;P 2 O 5 ;Mn 2 O 7 .)
Основными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с кислотами образуют катион в составе соли и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к классу оснований (например, оксиду Na 2 O соответствует основание NaOH).
Кислотными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с основаниями образуют анион в составе соли и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к классу кислот (например, оксиду P 2 O 5 соответствует кислота H 3 PO 4 , а оксиду Cl 2 O 7 - кислота HClO 4).
К амфотерным оксидам относятся такие, которые взаимодействуют с растворами кислот и оснований с образованием соли и воды. Соединения этих оксидов с водой – гидроксиды – могут иметь как кислотные, так и основные свойства (например, амфотерному оксиду ZnO соответствует основание Zn(OH) 2 и кислота H 2 ZnO 2 – изменением порядка записи атомов в формуле часто подчеркивают функцию соединения).
При взаимодействии кислотных и основных оксидов между собой образуется соль, катион которой принадлежит основному, а анион – кислотному оксиду.
Таким образом, характерной особенностью оксидов является способность их к образованию солей. Поэтому такие оксиды относятся к солеобразующим. Наряду с солеобразующими существуют и несолеобразующие, или безразличные, оксиды, которые не образуют кислот и солей. Примером могут служить CO, N 2 O, NO, . SiO .
Если элемент образует оксиды в нескольких степенях окисления , то амфотерные оксиды разделяют основные и кислотные так, что оксиды, соответствующие низшим степеням окисления являются основными, а высшим - кислотными .
Например, марганец образует оксиды:
2 +3 +4 +6 +7
MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7
основные оксиды амфотерный кислотные оксиды
Для хрома характерны степени окисления: +2, +3 и +6.
Оксиды CrO Cr 2 O 3 CrO 3
основной амфотерный кислотный
Химические свойства оксидов
основные кислотные
1. Основные оксиды взаимодействуют 1. Кислотные оксиды взаимодействуют
с кислотами с образованием соли и воды: с растворимыми основаниями (щелочами)
CuO+H 2 SO 4 =CuSO 4 +H 2 O.cобразованием соли и воды:
CO 2 + 2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O.
2.Оксиды активных металлов взаимо- 2 Кислотные оксиды взаимодействуют
действуют с водой с образованием водой с образованием кислоты:
щелочи: Li 2 O + H 2 O = 2LiOH. P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 .
3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой
с образованием соли: CaO + CO 2 = CaCO 3 .
амфотерные
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием соли и воды:
ZnO+ 2HCl=ZnCl 2 +H 2 O;
ZnO+ 2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O
или ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 .
По отношению к растворению в воде оксиды (и многие другие вещества) подразделяют на растворимые и нерастворимые. Растворимые оксиды и другие вещества, образующие кислоты, называются ангидридами соответствующих кислот (SO 3 - ангидрид серной кислоты Н 2 SO 4 ; Cl 2 О 7 - ангидрид НСlO 4).
Пример 7. Какие из перечисленных ниже элементов образуют кислотные оксиды:
Na,Zn,Ba,Ti,B? Составьте формулы этих оксидов.
Решение. Из перечисленных элементовNa,Baявляются типичными металлами, поэтому образуют основные оксиды-Na 2 O,BaO;
Znобразует амфотерный оксид формула которого-ZnO;
Бор относится к неметаллам, следовательно, его оксид B 2 O 3 является кислотным.
Титан относится к переходным металлам и может проявлять степени окисления +2 и +4, следовательно, в высшей степени окисления +4 титан образует кислотный оксид TiO 2 .
Пример 8. Для указанных оксидов укажите их характер и напишите формулы соответствующих гидроксидов:CaO,V 2 O 5 ,PbO,Li 2 O.
Решение. СаО-оксид кальция-образован металлом, поэтому имеет основной характер, следовательно, соответствующий ему гидроксид-Са(ОН) 2 ;
V 2 O 5 -оксид ванадия (V)-образован переходным металлом в высшей степени окисления, поэтому является кислотным оксидом (ангидридом). Соответствующий гидроксид-ванадиевая кислота-HVO 3 ;
PbO-оксид свинца-является амфотерным оксидом, поэтому ему соответствует как кислотаH 2 PbO 2 ; так и основание-Pb(OH) 2 .
Li 2 O– оксид лития-является основным оксидом, так как образован металлом и ему соответствует основаниеLiOH.
Пример 9. Приведите три примера реакций между оксидом элемента 2-го периода и оксидом элемента 4-го периода.
Решение. Чтобы прошло взаимодействие между двумя оксидами надо, чтобы один из оксидов был основным (или амфотерным) , а другой-кислотным (или амфотерным). Во втором периодеLi 2 O-основной оксид, ВеО-амфотерный, СО 2 иN 2 O 5 -кислотные. В четвертом периоде К 2 О, СаО,FeO-основные, Сr 2 O 3 -амфотерный,As 2 O 5 ,CrO 3 ,SeO 3 -кислотные оксиды. Уравнения:
СО 2 + К 2 О = К 2 СО 3 ; ВеО + СаО = СаВеО 2 ; 3N 2 O 5 + Сr 2 O 3 = 2Сr(NO 3) 3 .
Гидроксиды - сложные вещества, в состав которых входят одна или несколько гидроксильных групп – Э(ОН) n , ЭО m (OH) n и др.. Такая форма записи применяется, если хотят подчеркнуть основные свойства гидроксида (NaOH, AlO(OH), SO 2 (OH) 2). Если нужно подчеркнуть кислотные свойства, то формулу записывают в другом порядке – Н n ЭО m (HAlO 2 , H 2 SO 4). Амфотерные основания называют амфолитами.
| " |
Солеобразующие оксиды:
1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):оксид лития Li 2 O; оксид натрия Na 2 O; оксид калия K 2 O; оксид меди CuO; оксид серебра Ag2O; оксид магния MgO; оксид кальция CaO; оксид стронция SrO; оксид цезия Cs 2 O; оксид ртути (2) HgO; оксид рубидия Rb 2 O; оксид железа (2) FeO; оксид хрома CrO; оксид никеля NiO.
2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты.
К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII:
оксид углерода(IV) CO 2 ; оксид серы(IV) SO 2 ; оксид серы(VI) SO 3 ; оксид кремния(IV) SiO 2 ; оксид фосфора(V) P 2 O 5 ; ксид хрома(VI) CrO 3 ; ксид марганца(VII) Mn 2 O 7 ; оксид азота NO 2 ; ксиды хлора Cl 2 O 5 и Cl 2 O 3 .
3). Амфотерные оксиды – это оксиды , которым соответствуют основания и кислоты. Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от +3 до +4, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO: оксид цинка ZnO; оксид хрома(III) Cr 2 O 3 ; оксид алюминия Al 2 O 3 ; оксид олова(II) SnO; оксид олова(IV) SnO 2 ; оксид свинца(II) PbO; оксид свинца(IV) PbO 2 ; оксид титана(IV) TiO 2 ; оксид марганца(IV) MnO 2 ; оксид железа(III) Fe 2 O 3 ; оксид бериллия BeO.
Несолеобразующие оксиды
1). Несолеобразующие оксиды
– это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II:
оксид углерода(II) CO; оксид азота(II) NO; оксид азота(I) N 2 O; оксид кремния(II) SiO, оксид серы(I) S 2 O; оксид водорода H 2 O.
Основания. Классификация оснований
Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион. Общая формула оснований - Э(OН)m, где m – степень окисления металла.
Классификация оснований по силе:
1). Сильные основания.
Растворимые в воде основания называются щелочами:
NaOH - гидроксид натрия (едкий натр); KOH - гидроксид калия (едкое кали); LiOH - гидроксид лития; Ba(OH) 2 - гидроксид бария; Ca(OH) 2 - гидроксид кальция (гашеная известь).
2). Слабые основания:
Mg(OH) 2 - гидроксид магния; Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II); Zn(OH) 2 - гидроксид цинка; NH 4 OH - гидроксид аммония; А1 (ОН) 3 - гидроксид алюминия; Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III) и т.д. (большинство гидроксидов металлов).
Классификация оснований по растворимости
Более приемлемой является классификация оснований по растворимости их в воде.
1) Растворимые основания. Щёлочи – это основания растворимые в воде. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
2). Нерастворимые основания - это так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью -как кислоты.
Классификация оснований по числу гидроксильных групп (ОН):
1). Однокислотные основания (n = 1) - это основание, в состав которых входит одна группа - (ОН): LiOH, KOH, NaOH, NH4OH.
2). Двухкислотные основания - (n = 2) - это основание, в состав которых входит две группы - (ОН): Ba(OH) 2 , Mg(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Fe(OH) 2 .
3). Трехкислотные основания - (n = 3) - это основание, в состав которых входит три группы - (ОН): Fe(OH) 3 , А1(ОН) 3 и др.
Кислоты. Классификация кислот
Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.
а) Классификация кислот по наличию или отсутствию кислорода в молекуле:
1). Кислородсодержащие кислоты: H 2 SO 4 - серная кислота; H 2 SO 3 - сернистая кислота; HNO 3 - азотная кислота; H 3 PO 4 - фосфорная кислота; H 2 CO 3 - угольная кислота; Н 2 SiO 3 - кремниевая кислота; HClO 4 - хлорная кислота; HClO 3 - триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота); HClO 2 - диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота); HClO - оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота); H 2 Cr 2 O 7 - гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота); H 2 S 4 O 6 - гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота); Н 2 В 4 О 6 - гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота); H - гексагидроксостибат(V) водорода; H 3 PO 3 S - тиофосфорная кислота; HбSO 3 S - тиосерная кислота; H 3 PO 3 - фосфористая (фосфоновая) кислота.
2). Бескислородные кислоты: HF - фтороводородная кислота; HCl - хлороводородная кислота (соляная кислота); HBr - бромоводородная кислота; HI - иодоводородная кислота; H 2 S - сероводородная кислота; HAuCl4 - тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота); HSCN - роданистоводородная кислота; HN3 - азидоводородная кислота.
б) Классификация кислот по числу атомов водорода:
1). Одноосновные кислоты - это кислоты, в состав которых входит один ион (Н +): HNO 3 - азотная кислота; HF - фтороводородная кислота; HCl - хлороводородная кислота; HBr - бромоводородная кислота; HI - иодоводородная кислота; HClO 4 - хлорная кислота; HClO 3 - триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота); HClO 2 - диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота); HClO - оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота); HAuCl 4 - тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота); H - гексагидроксостибат(V) водорода; HSCN - роданистоводородная кислота.
2). Двухосновные кислоты - это кислоты, в состав которых входит два иона (Н +): H 2 SO 4 - серная кислота; H 2 SO 3 - сернистая кислота; H 2 S - сероводородная кислота; H 2 CO 3 - угольная кислота; H 2 SiO 3 - кремниевая кислота; H 2 Cr 2 O 7 - гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота); H 2 S 4 O 6 - гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота); Н 2 В 4 О 6 - гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота); H 2 SO 3 S - тиосерная кислота.
3). Трехосновные кислоты - это кислоты, в состав которых входит три иона (Н +): H 3 PO 4 - фосфорная кислота; H3BO3 - борная кислота; H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота; H 3 PO 3 S - тиофосфорная кислота; H 3 AlO 3 - ортоалюминиевая кислота; H 3 PO 3 - фосфористая (фосфоновая) кислота.
4). Многоосновные (полиосновные) кислоты - это кислоты, в состав которых входит четыре и более ионов (Н +): H 4 SiO 4 - ортокремниевая кислота; H 4 CO 4 - ортоугольная кислота; H 4 P 2 O 7 - дифосфорная (пирофосфорная) кислота; Н 6 P 6 O 18 - гексафосфорная кислота; H 6 TeO 6 - теллуровая кислота.
Другие классификации кислот:
По силе кислот:
Сильные кислоты - диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1 .
10 -3 (HNO 3); HCl; H 2 SO 4);
Слабые кислоты - константа диссоциации меньше 1 .
10 -3 (уксусная кислота Kд = 1,7 .
10 -5).
По устойчивости:
Устойчивые кислоты (H 2 SO 4);
Неустойчивые кислоты (H 2 CO 3).
По принадлежности к классам химических соединений:
Неорганические кислоты: (HBr); (H 2 SO 4);
Органические кислоты: (HCOOH,CH3COOH).
По летучести:
Летучие кислоты: (HNO 3 ,H 2 S);
Нелетучие кислоты: (H 2 SO 4).
По растворимости в воде:
Растворимые кислоты (H 2 SO 4);
Нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3).
Соли.
Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+, например, (NH4)2SO4 – сульфат аммония.
Классификация солей:
1). Средние соли.
Средние соли
- это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков, т.е. они являются продуктами замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na 2 CO 3 , K 3 PO 4).
2). Кислые соли.
Кислые соли
- это продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , K 2 HPO 4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).
3). Основные соли.
Основные соли
- это продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH -) кислотными остатками (CuOH) 2 CO 3 , CoNO 3 (OH). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.
4). Комплексные соли.
Комплексные соли
- соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. Комплексные ионы, соединяясь с другими ионами, образуют комплексные соли, например, K 4 , Cl, K 2 , (Na 2 ) и др.
Классификация солей по числу присутствующих в структуре катионов и анионов
Вывыделяют следующие типы солей:
1). Простые соли.
Простые соли
- это соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl).
2). Двойные соли.
Двойные соли
- это соли, содержащие два различных типа катионов. примером двойных солей являются (KAl(SO 4) 2 .
12H 2 O) (алюмокалиевые квасцы), KAl(SO4) 2 (сульфат алюминия-калия), MgK 2 (SO4) 2 , AgK(CN) 2 . Двойные соли существуют только в твердом виде.
3). Смешанные соли.
Смешанные соли
- это соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl), Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 [сульфат диаммония-железа(II)], LiAl(SiO 3) 2 (метасиликат алюминия-лития), Ca(ClO)Cl (хлорид-гипохлорит кальция), Na 3 CO 3 (HCO 3) (гидрокарбонат-карбонат натрия), Na 2 IO 3 (NO 3) (нитрат-иодат натрия)
4). Гидратные соли (кристаллогидраты).
Гидратные соли или кристаллогидраты
- это соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na 2 SO 4 ·10 H 2 O, CaSO 4 ·
2H 2 O (гиппс), MgCl 2 ·
KCl·
6H 2 O (карналлит), CuSO 4 ·
5H 2 O (медный купорос), FeSO 4 ·
7H 2 O (железный купорос), Na 2 CO 3 ·
10H 2 O (кристаллическая сода).
5). Внутренние соли.
Внутренние соли
- это соли, которые образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом (+) NН 3 -CH 2 -COO (-) (биполярный ион аминокислоты глицина), (+) NH 3 -C 6 H 4 -SO 3 (-) (сульфаниловая кислота или таурин). Таурин
- сульфокислота, образующаяся в организме из аминокислоты цистеина.
Во-первых, все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества - это вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Иными словами, это форма существования элементов в свободном виде. Все остальные вещества являются сложными.
Простые:
1) Неметаллы: H 2 , O 2 , O 3 , N 2 , F 2 , He и др. Всего в периодической таблице химических элементов присутствуют 22 неметалла. В обычных условиях они могут быть в твердом состоянии (I 2), жидком (Br 2) или газообразном (H 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 и другие).
2) Металлы: Na, Ag, Fe, Be и другие. Единственным жидким металлом является ртуть (Hg).
Сложные:
1) Оксиды - соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.
- Основные
Оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 за исключением ZnO, BeO, PbO, SnO:
Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, CaO, MgO, RaO, SrO и др. - Амфотерные
Оксиды металлов в степени окисления +3 и +4, а также ZnO, BeO, PbO, SnO:
ZnO, BeO, PbO, SnO, Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 , PbO 2 , SnO 2 и др. - Кислотные
Оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7, а также оксиды всех неметаллов кроме CO, NO, N 2 O и SiO:
CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 , NO 2 , CrO 3 и др. - Несолеобразующие
CO, NO, N 2 O и SiO
2) Пероксиды - сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом и находятся в степени окисления -1.
- H 2 O 2 - пероксид водорода (перекись водорода)
- Na 2 O 2 - пероксид натрия
- BaO 2 - пероксид бария
3) Гидроксиды
- Основания: растворимые (NaOH, KOH И др.) и нерастворимые (Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Cr(OH) 2 и др.)
- Амфотерные гидроксиды (Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 и др.)
- Кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 3 PO 4 и др.)
4) Соли - сложные вещества, состоящие из катиона(ов) металла (или катиона аммония NH 4 +) и аниона(нов) кислотного остатка.
- Средние (NaNO 3 , CaSO 4 , Cu(NO 3) 2 и др.)
- Кислые - содержат H (NaHSO 4 , KHSO 3 , CaHPO 4 и др)
- Основные - содержат группу OH ((CuOH) 2 CO 3 , MgOHBr, ZnOHCl и др.)
- Двойные - содержат два типа катионов (KAl(SO 4) 2)
- Смешанные - содержат два типа анионов (CaClBr)
- Комплексные - состоят из катиона и комплексного аниона (Na 2 , SO 4 , Cl и др.)
5) Бинарные неорганические соединения
- Карбиды (CaC 2 , Al 4 C 3 и др.)
- Фосфиды (Na 3 P, Ca 3 P 2 и др.)
- Силициды (Mg 2 Si, Ca 2 Si и др.)
6) Водородные соединения (также являются бинарными соединениями)
- Гидриды - соединения щелочных и щелочно-земельных металлов с водородом (NaH, CaH 2 и др.)
- Летучие водородные соединения - соединения неметаллов с водородом (CH 4 , SiH 4 , NH 3 , PH 3 , H 2 O, H 2 S, HF, HCl, HBr и HI и др.)
«Классификация и номенклатура неорганических соединений»
Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания и соли.
Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления (– 2).
При написании формулы оксида символ элемента, образующего оксид, ставится на первое место, а кислорода – на второе. Общая формула оксидов: Эх Оу .
Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2 О2 , проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу – О– О–). Например, пероксид натрия Na2 O2 (Na–O–O–Na), а оксид натрия Na2 O (Na–O–Na). В пероксидах степень окисления кислорода равна (–1). Так, в пероксиде бария BaO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода –1.
Названия оксидов
Названия оксидов в соответствии с номенклатурными правилами образуются из слова «оксид» и названия оксидообразующего элемента в родительном падеже, например, СаО – оксид кальция, К2 О – оксид калия.
В случае, когда элемент обладает переменной степенью окисления и образует несколько оксидов, после названия этого элемента указывают его степень окисления римской цифрой в скобках, или прибегают к помощи греческих числительных (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Например,
VO – оксид ванадия (II) или монооксид ванадия;
V2 O3 – оксид ванадия (III) или триоксид диванадия; VO2 – оксид ванадия (IV) или диоксид ванадия; V2 O5 – оксид ванадия (V) или пентаоксид диванадия.
Классификация оксидов
По реакционной способности оксиды можно разделить на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Солеобразующие оксиды |
Несолеобразующие |
|||
Основные |
Кислотные |
Амфотерные |
Образуют неметаллы с |
|
небольшой степенью |
||||
Образуют металлы |
Образуют металлы и |
Образуют металлы с |
||
окисления |
||||
со степенью окисления |
неметаллы со |
промежуточной |
||
степенью окисления |
степенью окисления |
|||
Например, NO, CO, N2 O, |
||||
Например, |
||||
Li2 O, CaO |
Например, |
Например, |
||
Данная группа оксидов |
||||
Mn2 O7 , CrO3 |
ZnO, Al2 O3 , SnO, BeO, |
|||
не проявляет ни |
||||
As2 O3 , Fe2 O3 |
||||
основных, ни кислотных |
||||
свойств и не образуют |
||||
Основные оксиды. Получение основных оксидов и их химические свойства
Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na2 O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2 .
Получение основных оксидов
1. Взаимодействие металла с кислородом. Например: 4 Li + O 2 → 2 Li2 O.
2. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, оснований. Например:
MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;
2Cu(NO3 )2 ¾¾® 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;
Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H2 O .
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействие с водой. По отношению к воде основные оксиды делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые – это оксиды щелочных металлов (Li2 O, Na2 O, K2 O, Rb2 O, Cs2 O) и щелочноземельных металлов (CaO,SrO, BaO). Растворяясь в воде, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуют растворимые в воде основания, называемые щелочами. К нерастворимым в воде относятся оксиды остальных металлов. Например:
Na2 O + H2 O → 2NaOH;
CaO + H2 O → Ca(OH)2 .
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Например: CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2 O
3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными, образуя при этом соль. Например:
СаO + SO3 → CaSO4
Кислотные оксиды. Получение кислотных оксидов и их химические свойства
Кислотными называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2 , P2 O5 , SO3 являются кислотными оксидами, так как им соответствуют кислоты H2 CO3 , H3 PO4 , H2 SO4 .
Получение кислотных оксидов
1. Горение неметалла. Например: S + O 2 → SO2 ;
2. Горение сложных веществ. Например: СН 4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2 О;
3. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, гидроксидов. Например:
CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;
2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой. Большинство кислотных оксидов непосредственно реагируют с водой, образуя при этом кислоту. Исключения составляют лишь оксиды кремния (SiO2 ), теллура (TeO2 , TeO3 ), молибдена и вольфрама (MoO3 , WO3 ). Например:
СO2 + H2 O ↔ Н2 СО3
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Например: SO3 + 2 NaOH → Na2 SO4 + H2 O
3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя при этом соль. Например: 3CaO + P2 O5 → Ca3 (PO4 )2
4. Летучие кислотные оксиды способны вытеснять более летучие из их солей. Например, нелетучий кислотный оксид кремния (IV) вытесняет летучий кислотный оксид СО2 из его соли СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 - .
Амфотерные оксиды
Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами.
1. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.
2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами. Например:
Al2 O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 O
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями. Например:
Al2 O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2 O Al2 O3 + 2NaOH + 3H2 O ® 2Na
4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными и кислотными оксидами.
Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3
Al2 O3 + Na2 O ¾¾® 2 NaAlO2
Гидроксиды – это сложные многоэлементные химические соединения, в состав которых входят атомы какого-либо элемента, кислорода и водорода. Химический характер гидроксидов определяется свойствами соответствующих им оксидов. Поэтому гидроксиды делятся на три большие группы:
1. Гидраты кислотных оксидов, называемые кислотами, например, H 2 SO4 .
2. Гидраты основных оксидов, называемые основаниями, например, Ba(OH) 2 .
3. Гидраты амфотерных оксидов, называемые амфотерными гидроксидами, например, Be(OH) 2 .
Основания Основания – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием
катиона металла (или иона аммония NH4 + ) и гидроксогруппы ОН– . Названия оснований
Общая формула оснований: Мe(ОН)n . Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называют едким натром, гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеной известью, КОН – едким кали.
Число ОН– -групп, содержащихся в молекуле основания, определяет его кислотность. По этому признаку основания делятся на однокислотные (КОН), двухкислотные (Cu(OH)2 ), трехкислотные
(Cr(OH)3 ).
Гидроксиды, растворимые в воде, называют щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочно-
земельных металлов: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2 , Ca(OH)2 , Sr(OH)2 .
Способы получения щелочей и оснований
1. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.
2Na + 2Н2 O → 2NaOH + H2 -
2. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.
Na2 O + H2 O → 2NaOH
3. Щелочи можно получить электролизом водных растворов соответствующих солей (Например, гидроксид натрия можно получить электролизом раствора соли NaCl).
2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Катод: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Анод: 2 Cl– – 2e – → Cl2
4. Малорастворимые или нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия растворов соответствующих солей с растворами щелочей. Например:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2 SO4
Химические свойства оснований
Основания в большинстве случаев представляют собой твердые вещества. По отношению к воде их модно разделить на две группы: растворимые в воде – щелочи и нерастворимые в воде. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: лакмуса в синий цвет, фенолфталеина – в малиновый, метилового оранжевого – в желтый цвет.
1. Электролитические свойства оснований. Одно из наиболее характерных свойств оснований – электролитическая способность к диссоциации в жидком состоянии. При диссоциации основания образуется гидроксогруппа ОН– и основной остаток – катион.
Диссоциация оснований, содержащих одну гидроксогруппу ОН– , протекает в одну ступень:
КОН ↔ К+ + ОН– .
Основания, содержащие несколько гидроксогрупп в молекуле, диссоциируют ступенчато, с постепенным отщеплением ионов OH– .
Катион, образующийся после отщепления от молекулы гидроксида одной или несколько гидроксид-ионов, называется основным остатком. Количество основных остатков, соответствующих данному гидроксиду, равно числу гидроксогрупп OH– в составе молекулы гидроксида.
Название основного остатка образуется из русского названия металла в составе остатка с добавлением слова «ион». Если остатки содержат одну или две гидроксогруппы, к названию металла добавляются приставки «гидроксо» или «дигидроксо».
(мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены наличием гидроксид-ионов в их составе.
2. Взаимодействие с кислотами. Это реакция нейтрализации, приводящая к образованию соли
и воды:
2 NaOH + H 2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O.
3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2 O.
4. Щелочи взаимодействуют с растворами солей. Данное взаимодействие осуществляется, если после реакции образуются труднорастворимые или слабые основания. Например:
2 КОН + CuSO 4 → Cu(OH)2 ¯ + K2 SO4 .
5. При нагревании нерастворимые основания разлагаются на оксид и воду. Например:
2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2 O3 + 3 H2 O.
Амфотерные гидроксиды
Амфотерность гидроксидов понимается как способность плохо растворимых гидроксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от характера кислотноосновного взаимодействия. Амфотерными являются следующие гидроксиды: Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Cr(OH)3 , Be(OH)2 , Ge(OH)2 , Sn(OH)4 , Pb(OH)2 и др.
Формула амфотерного гидроксида, как правило, записывается по формуле основания Ме(ОН)n , но ее можно представить и в виде кислоты Нn MеOm . Например, Zn(OH)2 – гидроксид цинка или H2 ZnO2 – цинковая кислота; Al(OH)3 – гидроксид алюминия или НAlO2 – метаалюминиевая кислота (Н3 AlO3 – ортоалюминиевая кислота).
Химические свойства амфотерных гидроксидов
В силу своей двойственности амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами.
1. При взаимодействии с сильными кислотами образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.
2. При взаимодействии с сильными основаниями (щелочами) образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства и в уравнении должна быть использована его кислотная форма.
H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2 O
цинкат натрия
НAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2 O (сплавление)
метаалюминат натрия 3. С водными растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют комплексные
соединения:
Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2
Амфотерные гидроксиды – нерастворимые соединения. Получение амфотерных гидроксидов возможно лишь косвенно – путем взаимодействия щелочей с солями соответствующих металлов.
Кислоты Кислоты – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона
водорода Н+ и аниона кислотного остатка.
Названия кислот
В общем виде формула кислоты записывается как Нm Э или Нm ЭОn , где Э – кислотообразующий элемент.
По химическому составу, а именно по отсутствию или наличию атомов кислорода в молекулах, кислоты делятся на кислородсодержашие (H2 SO4 , HNO3 ) и бескислородные (H2 S, HF, HCl).
Кислоты имеют традиционные и систематические названия, составляемые по номенклатурным правилам ИЮПАК для сложных соединений.
Традиционное название кислоты складывается из двух слов. Первое слово – прилагательное с корнем от русского названия кислотообразующего элемента, второе – слово «кислота», например, серная кислота, азотная кислота. В названиях кислородосодержащих кислот для обозначения степени окисления кислотообразующего элемента используются следующие суффиксы:
– н, – ов, – ев – (высшая или любая единственная степень окисления), как HClO4 – хлорная, H2 SO4 – серная, HMnO4 – марганцовая кислота; H2 SiO3 – метакремниевая кислота.
– новат – (промежуточная степень окисления +5), как HClO 3 – хлорноватая, HIO3 – йодноватая, H2 MnO4 – марганцоватая кислота.
– овист, – ист – (промежуточная степень окисления +3, +4), как H 3 AsO3 – ортомышьяковистая
кислота; HClO2 – хлористая; HNO2 – азотистая.
– новатист – (низшая положительная степень +1), как HClO – хлорноватистая.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляют префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НРО3 – метафосфорная кислота, Н3 РО4 – ортофосфорная кислота (степень окисления фосфора равна +5).
Названия бескислородных кислот |
производятся от названия неметалла с окончанием «о» и |
|||||
прибавлением слова водородная: |
||||||
HF – фтороводородная или плавиковая кислота |
||||||
HCl – хлороводородная или соляная кислота |
||||||
Названия кислот и кислотных остатков |
||||||
Название кислоты |
Кислотный остаток |
Название |
||||
Азотистая |
HNO2 |
NO2 – |
Нитрит-ион |
|||
HNO3 |
NO3 – |
Нитрат-ион |
||||
Ортоборная |
H3 BO3 |
BO3 3– |
Ортоборат-ион |
|||
Метакремниевая |
H2 SiO3 |
SiO3 2– |
Метасиликат-ион |
|||
Марганцовая |
HMnO4 |
MnO4 – |
Перманганат-ион |
|||
Ортомышьяковая |
H3 AsO4 |
AsO4 3– |
Ортоарсенат-ион |
|||
Ортомышьяковистая |
H3 AsO3 |
AsO3 3– |
Ортоарсенит-ион |
|||
H2 SO4 |
SO4 2– |
Сульфат-ион |
||||
Сернистая |
H2 SO3 |
SO3 2– |
Сульфит-ион |
|||
Сероводородная |
S 2– |
Сульфид-ион |
||||
Тиосерная |
H2 S2 O3 |
S2 O3 2– |
Тиосульфат-ион |
|||
Угольная |
H2 CO3 |
CO3 2– |
Карбонат-ион |
|||
Метафосфорная |
НРО3 |
РО3 – |
Метафосфат-ион |
|||
Ортофосфорная |
Н3 РО4 |
РО4 3– |
Ортофосфат-ион |
|||
Двуфосфорная |
H4 P2 O7 |
P2 O7 4– |
Дифосфат |
|||
(пирофосфорная) |
(пирофосфат) |
|||||
Фосфористая |
H3 PO3 |
PO3 3– |
Фосфит-ион |
HClO4 |
ClO4 – |
Перхлорат-ион |
|
Хлористая |
HClO2 |
ClO2 – |
Хлорит-ион |
Хромовая |
H2 CrO4 |
CrO4 2– |
Хромат-ион |
Хлороводородная |
Cl– |
Хлорид-ион |
|
Бромоводородная |
Br– |
Бромид-ион |
|
Иодоводородная |
J– |
Иодид-ион |
|
Уксусная |
СН3 СООН |
СН3 СОО– |
Ацетат-ион |
Циановодородая |
CN– |
Цианид-ион |
Способы получения кислот
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой. Например: SO2 + H2 O → H2 SO3
Исключение составляют SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , которые с водой не взаимодействуют. 2. Если кислотный оксид не растворим в воде, то соответствующие им кислоты получают
косвенным путем, а именно, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:
Na2 SiO3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 SiO3 ↓
3. Бескислородные кислоты получают путем взаимодействия неметаллов с водородом с последующим растворением продуктов в воде. Например:
Н 2(г) + Cl 2(г) → 2 HCl (г)
Химические свойства кислот
Кислоты представляют собой жидкости (Н2 SO4 , HNO3 ) или твердые вещества (H3 PO4 ). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Водные растворы кислот имеют кислый вкус и изменяют цвет индикаторов: лакмусу придают красный цвет, метиловому оранжевому – розовый.
1. Электролитические свойства кислот. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, диссоцирующие в водных растворах с образованием ионов водорода Н+ , которыми обусловлены все общие свойства кислот (кислый вкус растворов, окрашивание лакмуса в красный цвет, взаимодействие с металлами и т.д.).
Число ионов водорода кислоты, способных замещаться на катионы металлов, определяет основность этой кислоты и число ступеней диссоциации. Так HCl, H2 SO4 , H3 PO4 – пример одно-, двух- и трехосновных кислот.
Диссоциация одноосновной хлороводородной кислоты HCl происходит в одну ступень: HCl ↔ H+ + Cl–
Ей соответствует один кислотный остаток – хлорид-ион Cl– .
Угольная кислота, являясь двухосновной кислотой, диссоциирует в две ступени с образованием кислотных остатков:
Н2 СО3 |
↔ Н+ |
НСО3 – |
гидрокарбонат-ион |
НСО3 – |
↔ Н+ |
СО3 2– |
карбонат-ион |
Ортофосфорная кислота Н3 РО4 диссоциирует в три ступени с образованием трех кислотных
остатков: |
|
Н3 РО4 ↔ Н+ + Н2 РО4 – |
дигидроортофосфат-ион |
Н2 РО4 – ↔ Н+ + НРО4 2– |
гидроортофосфат-ион |
НРО4 2– ↔ Н+ + РО4 3– |
ортофосфат-ион |
Если кислотный остаток содержит один водород-ион, то к его названию прибавляется приставка «гидро», если два водородных иона– « дигидро».
2. Взаимодействие с основаниями, в результате образуется соль и вода. HCl + NaOH → NaCl + H2 O
3. Взаимодействие с основными оксидами.
2 HCl + CaO → CaCl 2 + H2 O
4. Взаимодействие с солями. Кислоты вступают в реакцию с солями, если в результате ее
образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение.
H2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl
4. Взаимодействие кислот с металлами (с образованием соли и выделением водорода).
2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −
Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал больше водорода, с кислотами не взаимодействуют. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой, концентрированной и разбавленной азотной кислотой водород не выделяется.
Соли Соли – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катионов
основных остатков и анионов кислотных остатков. Формулы и названия солей
Состав соли описывается формулой, в которой на первое место ставится формула катиона, а на второе – формула аниона. Названия солей образуются от названия кислотного остатка (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном падеже), входящих в состав соли. Степень окисления металла, образующего катион, указывается римскими цифрами в скобках, если это необходимо. Например, K2 S – сульфид калия, FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2 (SO4 )3 – сульфат железа (III).
Анион бескислородной кислоты имеет окончание «ид». Например, FeCl3 – хлорид железа (III). Названия кислых солей образуются также, как и средних, но при этом к названию аниона добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и.т.д. Например: Fe(HSO4 )3 – гидросульфат
железа (III), NaH2 PO4 – дигидрофосфат натрия.
Названия основных солей образуются также, как и средних, но при этом к названию катиона добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие гидроксогрупп, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и.т.д. Например: (CuOH)2 CO3 – карбонат гидроксомеди (II), Fe(OH)2 Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).
Соли подразделяются на средние, кислые и основные.
Средние (нормальные) соли не содержат в молекуле ни атомов водорода, ни гидроксогрупп. Они диссоциируют практически полностью (не ступенчато), образуя катионы металла и анионы кислотного остатка:
K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–
Средние соли можно получить при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или при полном замещении гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. Например:
Zn(OH)2 + H2 SO4 → ZnSO4 + 2 H2 O
Кислые соли – это соли, кислотный остаток которых содержит в своем составе водород, например, KHS, Fe(HSO4 )3 . Такие соли диссоциируют ступенчато. Вначале (по I ступени) происходит полная диссоциация соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:
KHS ↔ K+ + HS– (полная диссоциация)
Затем кислотный остаток диссоциирует в меньшей степени (частично), ступенчато отщепляя катионы водорода:
HS– ↔ H+ + S2– (частичная диссоциация)
По своим свойствам кислые соли являются промежуточными соединениями межу средними солями и кислотами. Так же, как кислоты, они обычно хорошо растворимы в воде и способны к реакции нейтрализации.
Кислые соли образуются только многоосновными кислотами в случае неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла (избыток кислоты). Например:
NaOH + H2 SO4 → NaHSO4 + H2 O
гидросульфат натрия
Одноосновные кислоты (HCl, HNO3 ) кислых солей не образуют.
Основные соли – это соли, катионы которых содержат одну или несколько гидроксогрупп,
например, (CuOH)2 CO3 , (FeOH)Cl2 .
Основные соли так же, как и кислые, диссоциируют ступенчато. По I ступени идет полная диссоциация на катионы основного остатка и анионы кислотного, а затем идет частичная диссоциация основного остатка. Например, карбонат гидроксомеди (II) полностью диссоциирует по первой ступени:
(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (полная диссоциация)
затем основный остаток частично диссоциирует как слабый электролит на ионы: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (частичная диссоциация)
Как правило, основные соли малорастворимы и при нагревании разлагаются с выделением воды.
Основные соли образуются только многокислотными основаниями в случае неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки (избыток основания). Например: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2 O
хлорид гидроксомагния
Получение солей
Средние соли могут быть получены при взаимодействии веществ:
1. металла с неметаллом. Например: Fe + S → FeS
2. металла с кислотой. Например:
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 −
3 Zn + 4 H2 SO4(конц.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2 O
3. основного оксида с кислотой. Например: CuO + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O
4. кислотного оксида с основаниями. Например: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2 O
5. основания с кислотой (реакция нейтрализации). Например: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2 O
6. двух различных солей. Например:
Na2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl
7. щелочей с солями. Например: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓
8. вытеснение пассивного металла из раствора его соли более активным металлом (в соответствии с рядом напряжений металлов). Например:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
9. взаимодействием кислотного оксида с основным. Например:
CaO + SiO2 → CaSiO3
Кислые соли могут быть получены:
1. при взаимодействии снования с избытком кислоты или кислотного оксида. Например: Pb(OH)2 + 2 H2 SO4 → Pb(HSO4 )2 + 2 H2 O
Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3 )2
2. при взаимодействии средней соли с кислотой, кислотный остаток которой входит в состав этой соли. Например:
PbSO4 + H2 SO4 → Pb(HSO4 )2
Основные соли получаются:
1. при взаимодействии кислоты с избытком основания. Например: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2 O
2. при взаимодействии средней соли со щелочью:
Bi(NO3 )3 + 2 NaOH → Bi(OH)2 NO3 + 2 NaNO3
Кислые или основные соли образуются при гидролизе средних солей: Na2 CO3 + H2 O → NaHCO3 + NaOH
Al2 (SO4 )3 + H2 O → 2 AlOHSO4 + H2 SO4
Химические свойства солей
1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:
Zn + Hg(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Hg
2. Соли взаимодействуют со щелочами. Например:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4
3. Соли взаимодействуют с кислотами: CuSO 4 + H2 S → CuS↓ + H2 SO4
4. Многие соли взаимодействуют между собой:
CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl
При составлении химический уравнений реакций нужно помнить, что реакция протекает, если один из образующихся продуктов выпадает в виде осадка, выделяется виде газа или представляет собой малодиссоциированное соединение.
Превращение кислых и основных солей в средние
1. Взаимодействие кислой соли с гидроксидом того же металла: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O
2. Взаимодействие кислой соли с солью того же металла, но другой кислоты: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl
3. Термическое разложение кислых солей:
Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2 O
4. Взаимодействие основной соли с соответствующей кислотой: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O
Степень окисления
При классификации различных веществ, составления формул химических соединений и описании их свойств используется характеристика состояния атомов элементов – степень окисления. Степень окисления – это количественная характеристика состояния атома элемента в соединении.
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле химического соединения, вычисленный исходя из предположения, что все молекулы химического соединения состоят из ионов, то есть общие электронные пары переходят к наиболее электроотрицательному элементу.
Степень окисления может быть отрицательным, положительным числом или равняться нулю. Степень окисления обозначают арабскими цифрами со знаком (+) или (–) пред цифрой, и записывают над символом элемента в формуле химического соединения.
Отрицательное значение степени окисления приписывается атому, притянувшему к себе электроны, и его величина, равная числу притянутых электронов, отмечается знаком (–).
Положительное значение степени окисления определяется числом электронов оттянутых от данного атома, и отмечается знаком (+).
При вычислении степеней окисления атомов используется следующая совокупность правил:
1) в молекулах простых веществ степень окисления атома равна нулю;
2) водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), исключение составляют гидриды, в которых степень окисления водорода равна (–1);
3) кислород во всех сложных соединениях имеет степень окисления (–2), кроме OF2 и различных перекисных соединений.
4) фтор, как наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления (–1);
5) галогены в соединениях с водородом и металлами проявляют отрицательную степень окисления (–1), а с кислородом – положительную, за исключением фтора.
6) все металла в своих соединениях характеризуются только положительными степенями окисления, в том числе щелочные металлы имеют степень окисления (+1), а щелочно-земельные –
7) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду этого иона.
