Простые вещества
.
Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В
химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.
Сложные вещества (или химические соединения).
Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических
элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких
других веществ.
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.
Аллотропия
Аллотропия
- способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.
С - алмаз, графит, карбин.
O - кислород, озон.
S - ромбическая, моноклинная, пластическая.
P - белый, красный, чёрный.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами:
1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O 2 и озон O 3
2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.
ОСНОВАНИЯ
Основания
- сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или
несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории
электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при
диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH 4 +) и гидроксид - анионы OH -).
Классификация.
Растворимые
в воде (щёлочи) и нерастворимые
. Амфотерные
основания проявляют также свойства слабых кислот.
Получение
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 -
Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 -
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H 2 O ® Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей
2NaCl + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 - + Cl 2 -
Химические свойства
| Щёлочи | Нерастворимые основания |
| 1. Действие на индикаторы. | |
| лакмус - синий метилоранж - жёлтый фенолфталеин - малиновый |
-- |
| 2. Взаимодействие с кислотными оксидами. | |
| 2KOH + CO 2 ® K 2 CO 3 + H 2 O KOH + CO 2 ® KHCO 3 |
-- |
| 3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) | |
| NaOH + HNO 3 ® NaNO 3 + H 2 O | Cu(OH) 2 + 2HCl ® CuCl 2 + 2H 2 O |
| 4. Обменная реакция с солями | |
| Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® 2KOH + BaSO 4 ¯ 3KOH+Fe(NO 3) 3 ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3 |
-- |
| 5. Термический распад. | |
| -- | Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O |
ОКСИДЫ
Классификация
Оксиды
- это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
| ОКСИДЫ | |
| Несолеобразующие | CO, N 2 O, NO |
| Солеобразующие | Основные
-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2 Na 2 O; MgO; CuO |
| |
Амфотерные
(обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды ZnO; Al 2 O 3 ; Cr 2 O 3 ; SnO 2 |
| |
Кислотные
-это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7 SO 2 ; SO 3 ; P 2 O 5 ; Mn 2 O 7 ; CrO 3 |
| |
Основным оксидам соответствуют основания, кислотным - кислоты, амфотерным - и те и другие |
Получение
1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:
2Mg + O 2 ® 2MgO
4P + 5O 2 ® 2P 2 O 5
S + O 2 ® SO 2
2CO + O 2 ® 2CO 2
2CuS + 3O 2 ® 2CuO + 2SO 2
CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O
4NH 3 + 5O 2 - кат. ® 4NO + 6H 2 O
2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:
Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O
(CuOH) 2 CO 3 - t ° ® 2CuO + CO 2 + H 2 O
2Pb(NO 3) 2 - t ° ® 2PbO + 4NO 2 + O 2
2HMnO 4 - t ° ;H 2 SO 4 (конц.) ® Mn 2 O 7 + H 2 O
Химические свойства
| Основные оксиды | Кислотные оксиды |
| 1. Взаимодействие с водой | |
| Образуется основание: Na 2 O + H 2 O ® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2 |
Образуется кислота: SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O ® 2H 3 PO 4 |
| 2. Взаимодействие с кислотой или основанием: | |
| При реакции с кислотой образуется соль и вода MgO + H 2 SO 4 - t ° ® MgSO 4 + H 2 O CuO + 2HCl - t ° ® CuCl 2 + H 2 O |
При реакции с основанием образуется соль и вода CO 2 + Ba(OH) 2 ® BaCO 3 + H 2 O SO 2 + 2NaOH ® Na 2 SO 3 + H 2 O |
| Амфотерные оксиды взаимодействуют | |
| с кислотами как основные: ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O |
с основаниями как кислотные: ZnO + 2NaOH ® Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ZnO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2 ) |
| 3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям. | |
| Na 2 O + CO 2 ® Na 2 CO 3 | |
| 4. Восстановление до простых веществ: | |
| 3CuO + 2NH 3 ® 3Cu + N 2 + 3H 2 O P 2 O 5 + 5C ® 2P + 5CO |
|
8. Основные классы неорганических соединений
8.1. Оксиды
Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород, находящийся в степени окисления -2. Примерами оксидов являются Al 2 O 3 - оксид алюминия, SiO 2 - оксид кремния, NO - оксид азота(II).
Согласно международной номенклатуре рассматриваемые соединения называют оксидами с указанием степени окисления элемента, если этот элемент образует несколько оксидов . При написании названия степень окисления обозначается римскими цифрами в скобках, например, FeO – оксид железа (II), Fe 2 O 3 – оксид железа (III), SO 2 – оксид серы (IV), SO 3 – оксид серы (VI). Очень часто в литературе встречаются и тривиальные названия оксидов – сурик (Pb 3 O 4), веселящий газ (N 2 O), железная окалина (Fe 3 O 4) и многие др.
Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие . Солеобразующие оксиды принято делить на основные, амфотерные и кислотные .
От оксидов следует отличать пероксиды , например H 2 O 2 , Na 2 O 2 и надперокиды КО 2 , СsО 2 . В этих соединениях степень окисления кислорода по абсолютной величине меньше двух и может быть дробной.
8.1.1. Основные оксиды
Основные оксиды образуются только металлами, им в качестве гидратов соответствуют основания. Например, CaO, FeO, CuO являются основными оксидами, поскольку им соответствуют основания Ca(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Cu(OH) 2 .
Получение основных оксидов
Основные оксиды получаются:
окислением металлов кислородом:
4 Li + O 2 2 Li 2 O,
2 Mg + O 2 2 MgO;
при окислении щелочных металлов кислородом только литий образует Li 2 O. Натрий дает пероксид (Na 2 O 2), остальные - надпероксиды (КО 2 , RbO 2 , CsO 2).
разложением при нагревании кислородных соединений: гидроксидов, нитратов, карбонатов:
2 Fe(OH) 3 Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,
2 Cu(NO 3) 2 2 CuO + 4 NO 2 + O 2 ,
CaCO 3 CaO + CO 2 (кроме карбонатов щелочных металлов).
обжигом сульфидов:
2 ZnS + 3 O 2 2 ZnO + 2 SO 2 .
Химические свойства основных оксидов
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:
Na 2 O + H 2 O 2 NaOH,
BaO + H 2 O Ba(OH) 2 .
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду, например:
FeO + 2 HCl FeCl 2 + H 2 O;
Основные оксиды реагируют также с кислотными оксидами:
BaO + CO 2 BaCO 3 ;
Основные оксиды могут также вступать в окислительно–восстановительные реакции:
Fe 2 O 3 + 3 C 2 Fe + 3 CO,
CuO + H 2 Cu + H 2 O.
8.1.2. Кислотные оксиды
Кислотные оксиды образуются неметаллами (SO 2 , SO 3 , CO 2 , P 4 O 10 и т.д.) или переходными металлами, находящимися в высоких степенях окисления (например, CrO 3 , Mn 2 O 7).
Кислотные оксиды получают теми же способами, что и основные оксиды. Например:
4 FeS 2 + 11O 2 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 ,
Zn 2 (OH) 2 CO 3 2 ZnO + CO 2 + H 2 O,
а также разложением кислот:
H 2 SiO 3 SiO 2 + H 2 O.
Химические свойства кислотных оксидов
1. Некоторые кислотные оксиды образуют кислоты при взаимодействии с водой:
SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 ,
N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 .
Некоторые кислотные оксиды являются ангидридами кислот. Например, SO 3 – ангидрид серной кислоты, SO 2 – ангидрид сернистой кислоты, CO 2 – ангидрид угольной кислоты, P 4 O 10 является ангидридом трех кислот (метафосфорной НРО 3 , ортофосфорной Н 3 РО 4 , пирофосфорной Н 4 Р 2 О 7).
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя соли:
SO 3 + СаO CaSO 4 .
3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:
CO 2 + 2 NaOH Na 2 CO 3 + H 2 O.
4. Как и другие типы оксидов, кислотные оксиды могут вступать в окислительно–восстановительные реакции:
CO 2 + 2 Mg C + 2 MgO,
SO 2 + 2 H 2 S 3 S + 2H 2 O.
8.1.3. Амфотерные оксиды
Амфотерные оксиды обладают двойственными свойствами, т.е. в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. К ним относятся: ZnO, Al 2 O 3 , BeO, Cr 2 O 3 и т. д. Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, но реагируют и с кислотами, и с основаниями. Например:
ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 ,
ZnO+ 2 NaOH + H 2 O Na 2 .
Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с основными, так и с кислотными оксидами:
BeO + Na 2 O Na 2 BeO 2
ZnO + SO 3 ZnSO 4
Амфотерные оксиды при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуют соли:
ZnO + 2 NaOH Na 2 ZnO 2 + H 2 O,
Al 2 O 3 + 2 NaOH 2 NaAlO 2 + H 2 O.
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 2 NaAlO 2 + CO 2
Физические свойства оксидов очень разнообразны. Все основные и амфотерные оксиды, а также некоторые кислотные оксиды (SiO 2 , Р 4 О 10 и др.) являются твердыми веществами. Многие кислотные оксиды при обычной температуре являются газами (SO 2 , CO 2) или жидкостями (Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7).
Свойства несолеобразующих оксидов (СO, NO, N 2 O и др.) будут описаны в следующих разделах, которые посвящены химии соответствующих элементов.
Следует упомянуть о смешанных оксидах (Pb 2 O 3 , Pb 3 O 4 и др.), в которых один и тот же элемент (Pb) находится в различных степенях окисления. Эти соединения можно также отнести к солям: Pb +2 Pb +4 O 3 , Pb 2 +2 Pb +4 O 2 .
8.2. Основания
Основаниями с точки зрения теории электролитической диссоциации являются соединения, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксо-группы ОН – . Свойствами оснований могут обладать не только гидроксиды металлов, но и некоторые другие вещества, например, NH 3 , молекула которого может присоединить протон:
NH 3 + H + NH 4 +
8.2.1. Номенклатура оснований
По международной номенклатуре основания принято называть гидроксидами элементов: NaOH – гидроксид натрия, CsOH – гидроксид цезия.
Если элемент может образовывать несколько оснований, то в названиях в скобках римской цифрой указывается его степень окисления. Например, Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II), Fe(OH) 3 – гидроксид железа (III).
Большинство оснований мало растворимы в воде. Растворимые в воде основания называются щелочами . Щелочами являются, например, NaOH, KOH, Ba(OH) 2 .
8.2.2. Получение оснований
Общим способом получения оснований является реакция обмена между солью и щелочью:
Cu(NO 3) 2 + 2 KOH Cu(OH) 2 + 2KNO 3 ,
Na 2 CO 3 + Ba(OH) 2 BaCO 3 + 2 NaOH.
Щелочи образуются при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов, а также их оксидов с водой:
2 Na + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 ,
BaO + H 2 O Ba(OH) 2 .
В промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2 KCl + 2 H 2 O 2 KOH + H 2 + Cl 2 .
8.2.3. Свойства оснований
Растворы щелочей изменяют окраску индикаторов: бесцветный фенолфталеин переходит в малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий.
Большинство малорастворимых в воде оснований при нагревании легко разлагаются:
Cu(OH) 2 CuO + H 2 O.
Щелочи термически устойчивы и плавятся без разложения. Исключение составляет гидроксид лития, который также разлагается при нагревании:
2 LiOH Li 2 O + H 2 O.
Как щелочи, так и нерастворимые основания могут реагировать с кислотами (реакция нейтрализации):
NaOH + 2 HCl NaCl + H 2 O,
2 Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O.
Взаимодействие оснований с кислотными и амфотерными оксидами рассмотрено в разделе 8.1.
Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями. Например:
Al(OH) 3 + 3 HCl AlCl 3 + H 2 O
Al(OH) 3 + 3 NaOH Na 3
В водных растворах, содержащих щелочь, наряду с 3– , существуют и другие ионы, в частности, 2– , – , 3– и др. В гидрооксокомплексах алюминия содержатся также молекулы Н 2 О, которые в формулах обычно не указывают.
К амфотерным гидроксидам относятся Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 и др.
В заключение следует отметить способность щелочей взаимодействовать с некоторыми неметаллами и оксидами:
6 KOH + 3 S K 2 SO 3 + 2 K 2 S + 3 H 2 O,
6 NaOH + 3 Cl 2 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O,
2 KOH + NO 2 KNO 2 + KNO 3 + H 2 O.
Приведенные выше реакции относятся к окислительно-восстановительным реакциям и рассматриваются в разделе 7.
8.3. Кислоты
С точки зрения теории электролитической диссоциации кислота – химическое соединение при диссоциации в воде которого в качестве катионов образуются только ионы Н + . Представления о кислотах и основаниях, вытекающих из теории электролитической диссоциации Аррениуса, применимы только для водных растворов. Исследование процессов, протекающих в неводных средах, без участия растворителя, потребовало существенных дополнений и привело появлению различных теорий кислот и оснований.
8.3.1. Классификация и номенклатура кислот
Различают бескислородные (H 2 S, HBr, HCl) и кислородсодержащие (H 3 PO 4 , HNO 3 , HClO 3) кислоты.
В свободном состоянии неустойчивы угольная (H 2 CO 3) и сернистая (H 2 SO 3) кислоты. Различают также сильные (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 и др.) и слабые (H 2 S, H 2 CO 3 , HCN, H 2 SO 3 , HClO и др.) кислоты.
Число ионов водорода, образующихся при диссоциации формульной единицы кислоты, определяет ее основность (см. раздел 9.8).
Названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с добавлением окончания -ная, -вая, если степень окисления неметалла является максимальной. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются следующим образом: -оватая, -истая, -оватистая.
Примеры названий некоторых кислородсодержащих кислот приведены в табл.7.1.
Таблица 7.1.
Названия некоторых кислородсодержащих кислот
Названия бескислородных кислот состоят из названия неметалла с добавлением соединительной гласной о и слова –водородная . Например:
HF – фтороводородная кислота,
HCl – хлороводородная кислота,
H 2 S – сероводородная кислота.
8.3.2. Получение кислот
1. Большинство кислородсодержащих кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой (см. §8.1: кислотные оксиды).
2. Для получения нерастворимых в воде кислот используют косвенный метод (действием кислоты на соответствующую соль):
Na 2 SiO 3 + H 2 SO 4 H 2 SiO 3 + Na 2 SO 4 .
3. Некоторые бескислородные кислоты получают при непосредственном соединении неметаллов с водородом:
H 2 + Cl 2 2 HCl,
или по реакции обмена между солью и кислотой:
NaCl + H 2 SO 4 (конц) HCl + NaHSO 4
8.3.3. Общие свойства кислот
Кислоты представляют собой жидкости (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl и т.д.) или твердые вещества (H 3 PO 4 , H 3 BO 3 и др.).
Растворы сильных кислот могут разрушать ткани и кожу.
Растворы кислот изменяют цвет индикаторов , что используется для их качественного обнаружения. В качестве индикаторов используют лакмус (в нейтральной среде – фиолетовый, в кислой – красный, в щелочной – синий), метилоранж (в нейтральной среде – оранжевый, в кислой – красный, в щелочной – желтый) и другие.
Сила бескислородных кислот, например, в ряду HCl – HBr – HI, возрастает с увеличением радиуса аниона, поскольку анион большего радиуса слабее удерживает протон, облегчая тем самым диссоциацию кислоты. Таким образом, в главных подгруппах периодической системы сверху вниз сила бескислородных кислот возрастает с увеличением радиуса центрального атома.
Наоборот, в ряду HClO – HClO 2 – HClO 3 – HClO 4 с уменьшением радиуса катиона С1 z+ и увеличением его заряда сила кислородсодержащих возрастает.
Важнейшими химическими свойствами кислот являются:
взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями:
CaO + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 O,
ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O,
2 Fe(OН) 3 + 3 H 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O,
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl;
взаимодействие кислоты с основанием – реакция нейтрализации;
взаимодействие с металлами с образованием соли и выделением водорода:
Mg + 2 HCl MgCl 2 + H 2 ,
Fe + H 2 SO 4 (разб) FeSO 4 + H 2 .
Водород из кислот не вытесняют металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов (в ряду напряжений) правее водорода. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой и азотной кислотой водород как правило не выделяется.
8.3.4. Свойства концентрированной серной кислоты
Концентрированная серная кислота в реакциях с металлами может восстанавливаться до SO 2 , S или H 2 S. Состав продуктов восстановления определяется активностью металла, концентрацией кислоты и температурой реагирующей системы. При обычной температуре концентрированная H 2 SO 4 не реагирует с золотом и платиной, а некоторые металламы (Fe, Cr, Al) пассивируются в концентрированной серной кислоте.
Малоактивные металлы (стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода) восстанавливают концентрированную серную кислоту до SO 2:
Cu + 2 H 2 SO 4(конц) CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O.
Активные металлы (Ca, Mg, Zn и др.) восстанавливают концентрированную H 2 SO 4 до свободной серы или H 2 S:
3 Zn + 4 H 2 SO 4(конц) 3 ZnSO 4 + S + 4H 2 O,
4 Ca + 5 H 2 SO 4(конц) 4 CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.
При взаимодействии серной кислоты с неметаллами образуется SO 2:
C + H 2 SO 4(конц) 2 SO 2 + CO 2 + 2H 2 O,
S + 2 H 2 SO 4(конц) 3 SO 2 + 2H 2 O,
2 P + 5 H 2 SO 4(конц) 5 SO 2 + 2 H 3 PO 4 + 2H 2 O.
При взаимодействии концентрированной H 2 SO 4 с соединениями, содержащими катионы металлов, находящимися в низшей степени окисления, происходит дальнейшее окисление этих металлов:
2 FeO + 4 H 2 SO 4(конц) Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4 H 2 O.
8.3.5. Свойства азотной кислоты
Азотная кислота окисляет большинство элементов до их высшей степени окисления. Взаимодействие HNO 3 различной концентрации с металлами различной активности представлено в виде следующей схемы:
Таким образом, при взаимодействии концентрированной HNO 3 с малоактивными металлами образуется NO 2:
Ag + 2 HNO 3(конц) AgNO 3 + NO 2 + H 2 O.
При действии разбавленной HNO 3 на малоактивные металлы выделяется NO:
3 Cu + 8 HNO 3(разб) 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O,
а в случае активных металлов образуется NH 4 NO 3:
4 Ca + 10 HNO 3(разб) 4 Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O.
При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с неметаллами образуется, как правило, NO:
3 C + 4 HNO 3(разб) 3 CO 2 + 4 NO + 2H 2 O,
P + 5 HNO 3(разб) + 2 H 2 O 3H 3 PO 4 + 5NO.
При взаимодействии концентрированной HNO 3 с соединениями, содержащими катионы металлов, находящимися в низшей степени окисления, происходит дальнейшее окисление этих металлов:
FeO + 4 HNO 3(разб) Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2 H 2 O.
Следует отметить, что продуктами восстановления азотной кислоты с металлами являются и азот, и даже водород, причем, как правило, образуется смесь веществ. Чем активнее металл и чем меньше концентрация, тем глубже она восстанавливается.
8.4. Соли
8.4.1. Классификация и номенклатура солей
С точки зрения теории электролитической диссоциации соли это соединения, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы ОН – (см. раздел 9).
Различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные .
8.4.1.1. Средние соли
В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла. Уравнение диссоциации средней соли Na 2 SO 4 в разбавленном растворе записывается следующим образом:
Na 2 SO 4 2 Na + + SO 4 2– ,
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 2 NH 4 + + Cr 2 O 7 2– ,
при этом указывается, что степень диссоциации стремится к единице (α 1)
8.4.1.2. Кислые соли
В кислых солях атомы водорода соответствующей кислоты не полностью замещены на металл. Кислая соль получается по реакции неполной нейтрализации кислоты:
H 2 SO 3 + NaOH (недостаток) NaHSO 3 + H 2 O,
или при взаимодействии средней соли с избытком кислоты:
Ca 3 (PO 4) 2 + 4 H 3 PO 4(избыток) 3 Ca(H 2 PO 4) 2 .
Для перевода кислой соли в среднюю следует добавить основание:
NaHSO 4 + NaOH Na 2 SO 4 + H 2 O,
Са(НСО 3) 2 + Са(OH) 2 СаСО 3 + 2H 2 O.
Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением:
NaHCO 3 Na + + HCO 3 – ; α 1
Анион HCO 3 - будет диссоциировать в незначительной степени:
HCO 3 – H + + CO 3 2– .
Кислые соли образуются многоосновными кислотами.
8.4.1.3. Основные соли
Основные соли – это продукт неполного замещения групп ОН – основания на кислотные остатки:
Mg(OH) 2 + НС1 (недост) MgOHС1 + H 2 O.
Основные соли образуют основания, содержащие две и более гидроксо-групп.
Для перевода основной соли в среднюю необходимо добавить кислоту:
Mg(OH)Cl + HCl MgCl 2 + H 2 O.
Диссоциация основной соли выражается уравнением:
Mg(OH)Cl MgOH + + Cl – ; α 1.
Катион MgOH+ подвергается дальнейшей диссоциации как слабый электролит:
MgOH + Mg 2+ + OH – .
8.4.1.4. Двойные и смешанные соли
Двойные соли – это соли, состоящие из двух различных катионов и одного аниона. Примерами двойных солей являются: алюмокалиевые квасцы KAl(SO 4) 2 и сильвинит KCl· NaCl.
Диссоциацию двойной соли в разбавленном растворе можно выразить уравнением:
KAl(SO 4) 2 K + + Al 3+ + 2SO 4 2– ; α 1.
Смешанные соли – это соли, состоящие из одного катиона и двух различных анионов. Хлорная известь CaOCl 2 , например, является солью хлорноватистой (НС1О) и хлороводородной (НС1) кислот.
8.4.1.5. Комплексные соли
В состав комплексных солей входит комплексный ион (в формулах он заключается в квадратные скобки), состоящий из центрального атома - комплексообразователя, окруженного несколькими частицами – молекулами или ионами (лигандами). В разбавленных растворах комплексная соль диссоциирует следующим образом.
ХИМИЯ. НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
К неорганическим относятся соединения всех химических элементов, за исключением большинства соединений углерода.
Кислоты, основания и соли.
Кислотами называются соединения, которые в воде диссоциируют с высвобождением ионов водорода (Н+). Эти ионы определяют характерные свойства сильных кислот: кислый вкус и способность взаимодействия с основаниями. Основания - это вещества, которые в воде диссоциируют с высвобождением гидроксид-ионов (ОН-). Солями называют ионные соединения, образующиеся при взаимодействии кислот и оснований:
Номенклатура неорганических соединений.
Номенклатура большинства распространенных неорганических соединений основана на следующих правилах.
Элементы.
Названия металлов обычно кончаются на -ий (например, натрий, калий, алюминий, магний). Исключение составляют металлы, известные с древности и тогда же получившие свои названия. Это, например, железо, медь, золото. Названия неметаллов, как правило, кончаются на -ор (хлор, бор, фосфор), -од (водород, кислород, иод) или -он (аргон, неон). Зная названия элементов и наиболее распространенных ионов и используя приведенные ниже правила, можно дать название практически любому неорганическому соединению.
Кислоты.
Названия кислот, молекулы которых не содержат кислорода, оканчиваются на водородная, например хлороводородная (HCl), бромоводородная (HBr), иодоводородная (HI). Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления центрального элемента. Название той кислоты, в которой этот элемент имеет меньшую степень окисления, оканчивается на -истая, например азотистая (HNO2), сернистая (H2SO3), а большую - на -ная, например азотная (HNO3), серная (H2SO4). На примере хлора рассмотрим случай, когда элемент образует более двух кислородсодержащих кислот. Их названия формируются следующим образом: хлорноватистая кислота, HClO; хлористая, HClO2; хлорноватая, HClO3; хлорная, HClO4. Степень окисления хлора здесь составляет +1, +3, +5 и +7 соответственно. Названия кислот, молекулы которых содержат разное количество воды, отличаются друг от друга приставками орто-, гипо-, пиро- и мета- (в порядке уменьшения содержания воды):
Положительно заряженные ионы.
Названия этих ионов образуются следующим образом: после слова ион указывают название элемента и римскими цифрами - степень его окисления. Например, Cu2+ - ион меди(II), Cu+ - ион меди(I). Названия некоторых положительных ионов оканчиваются на -оний: аммоний, NH4+; гидроксоний, H3O+.
Отрицательно заряженные ионы.
Названия одноатомных отрицательно заряженных ионов (и соответственно солей), полученных из не содержащих кислорода кислот, оканчиваются на -ид: хлорид-ион, Cl-; бромид-ион, Br-. Названия ионов (и соответственно солей), полученных из кислородсодержащих кислот, в которых центральный элемент имеет меньшую степень окисления, оканчиваются на -ит: сульфит, SO32-; нитрит, NO2-; фосфит, PO33-; а большую - на -ат: сульфат, SO42-; нитрат, NO3-; фосфат, РО43-. Названия ионов, полученных из частично нейтрализованных кислот, образуются прибавлением к названию иона слова кислый либо приставок гидро- или би-: гидрокарбонат (бикарбонат), HCO3-; кислый сульфат, HSO4-.
Соли и ковалентные соединения.
Для солей и ковалентных соединений используют названия ионов, которые в них входят: хлорид натрия, NaCl; гидроксид натрия, NaOH. Если элемент может иметь несколько степеней окисления, то после его названия римскими цифрами указывают степень окисления в данном соединении: сульфат железа(II), FeSO4; сульфат железа(III), Fe2(SO4)3. Если соединение образуют два неметалла, то для указания числа их атомов используют приставки ди-, три-, тетра-, пента- и т.д. Например, дисульфид углерода, CS2; пентахлорид фосфора, PCl5, и т.д.
Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .
Смотреть что такое "ХИМИЯ. НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ" в других словарях:
Наука о химических элементах, их соединениях и превращениях, происходящих в результате химических реакций. Она изучает, из каких веществ состоит тот или иной предмет; почему и как ржавеет железо, и почему олово не ржавеет; что происходит с пищей… … Энциклопедия Кольера
ХИМИЯ, отрасль науки, изучающая свойства, состав и структуру веществ и их взаимодействие друг с другом. В настоящее время химия представляет собой обширную область знаний и подразделяется прежде всего на органическую и неорганическую химию.… … Научно-технический энциклопедический словарь
Нефть это природная жидкая смесь разнообразных углеводородов с небольшим количеством других органических соединений; ценное полезное ископаемое, залегающее часто вместе с газообразными углеводородами (попутные газы, природный газ). См. также… … Энциклопедия Кольера
Наука о методах определения химического состава веществ. Химический анализ буквально пронизывает всю нашу жизнь. Его методами проводят скрупулезную проверку лекарственных препаратов. В сельском хозяйстве с его помощью определяют кислотность почв… … Энциклопедия Кольера
Вещества, являющиеся промежуточными или конечными продуктами жизнедеятельности организмов. Термин условен, т.к. к С. п. обычно не относят ряд простых продуктов метаболизма (метан, уксусная кислота, этиловый спирт и др.), компоненты,… … Большая советская энциклопедия
- – раздел физической химии, подразумевающий изучение физического и химического строения, структуры, состава, физических и химических свойств веществ, в основе которых лежит кремний, в сочетании с кислородом и другими элементами на 90 %… … Википедия
Основная статья: Кислота Неорганические (минеральные) кислоты неорганические вещества, обладающие комплексом физико химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за… … Википедия
- (ХПС) раздел органической химии, изучающий химические соединения, входящие в состав живых организмов, природные пути их превращений и методы искусственного получения. Как наука, химия природных соединений возникла одновременно с… … Википедия
Изучает химические силы, действующие на поверхности. В общем случае химия поверхности рассматривает свойства трех состояний вещества твердого (Т), жидкого (Ж) и газообразного (Г) и дает описание вещества как фазовой системы. Однако если два… … Энциклопедия Кольера
Рассмотрим некоторые физические свойства вещества: агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, кристаллическую структуру, электропроводность. Агрегатное состояние вещества определяется силой притяжения между составляющими его… … Энциклопедия Кольера
Книги
- Вредные химические вещества. Неорганические соединения элементов 1-4 групп. Справочник , . В книге приведены сведения о физико-химических свойствах, получении и применении элементов I-IV групп и их соединений, которые могут загрязнять окружающую среду, перечислены источники…
Неорганические вещества делятся на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Представим известные нам классы соединений в виде единой схемы:
Деление веществ на классы достаточно условно. Например, мы знаем, что кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные, но их обычно не выделяют в отдельные классы соединений. Точно также не являются отдельными классами сильные и слабые кислоты. Это же справедливо и для оснований. Между классами существует важная связь, которую называют генетической . Эта связь заключается в том, что из веществ одного класса можно получить вещества других классов. Существует два основных пути генетических связей между веществами: один из них начинается металлами, другой – неметаллами. Например, сульфат кальция CaSO 4 можно получить либо из металла кальция, либо другим путем – из неметалла серы:
С другой стороны, из соли можно опять прийти к металлу и неметаллу:
Одновременно существуют и другие пути взаимопревращений соединений разных классов. Таким образом, генетические связи между разными классами соединений очень многообразны.
Оксиды и их классификация.
Как мы уже знаем, оксиды бывают кислотные и основные. Это деление положено в основу их классификации.
Большинство кислотных оксидов хорошо реагирует с водой, давая кислоту. Например, кислый вкус простой газированной воды объясняется образованием угольной кислоты Н 2 СО 3 из кислотного оксида СО 2:
СО 2 + Н 2 О = Н 2 СО 3 (угольная кислота)
В простейших случаях формулу образующейся кислоты легко получить из формулы кислотного оксида простым сложением. Например:
Полученную соль кремниевой кислоты можно превратить в саму кремниевую кислоту добавлением другой кислоты:
Na 2 SiO 3 + 2 HCl = H 2 SiO 3 + 2 NaCl
Таким образом, кислотному оксиду всегда соответствует определенная кислота :
CO 2 (оксид углерода) – H 2 CO 3 (угольная кислота);
SO 3 (оксид серы VI) – H 2 SO 4 (серная кислота);
SiO 2 (оксид кремния) – H 2 SiO 3 (кремниевая кислота).
Поскольку реакция с основаниями является общей для всех кислотных оксидов, им можно дать такое определение:
Оксиды, которые взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды, называются КИСЛОТНЫМИ ОКСИДАМИ.
Кислотные оксиды, образованы в основном неметаллами. Следует запомнить только два оксида металлов, которые также являются кислотными. Это оксиды хрома и марганца, в которых металлы имеют наибольшую из всех возможных степень окисления:
CrO 3 (оксид хрома VI) – H 2 CrO 4 (хромовая кислота);
Mn 2 O 7 (оксид марганца VII) – HmnO 4 (марганцовая кислота).
Основные оксиды образуются только металлами. Некоторые из них легко реагируют с водой, давая соответствующее основание:
Li 2 O + H 2 O = 2 LiOH (основание – гидроксид лития).
Еще один пример – хорошо известная реакция получения гашеной извести из оксида кальция и воды.
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 (основание – гидроксид кальция).
Существует, однако большое количество нерастворимых основных оксидов. Их относят именно к основным оксидам благодаря реакциям с кислотами :
ZnO + H 2 O = реакция не идет (ZnO не растворим в воде);
ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 (соль) + H 2 O
Последняя реакция аналогична реакции нейтрализации между кислотой (HCl) и гидроксидом цинка Zn(OH) 2 , который мог бы получаться из ZnO, если бы оксид цинка растворялся в воде:
= Zn(OH) 2
Zn(OH) 2 + 2 HCl = ZnCl 2 (соль) + H 2 O
Каждому основному оксиду соответствует определенное основание:
MgO (оксид магния) – Mg(OH) 2 (гидроксид магния);
Fe 2 O 3 (оксид железа III) – Fe(OH) 3 (гидроксид железа III);
Na 2 O (оксид натрия) – NaOH (гидроксид натрия).
Таким образом, общее свойство основных оксидов заключается в способности реагировать с кислотами с образованием соли и воды.
Оксиды, которые взаимодействуют с КИСЛОТАМИ с образованием соли и воды, называются ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ.
Оксиды хрома и марганца, в которых металл имеет низшую степень окисления, являются обыкновенными основными оксидами (как и оксиды всех остальных металлов). Вот какие гидроксиды им соответствуют:
CrO (оксид хрома II) – Cr(OH) 2 (гидроксид хрома II);
MnO (оксид марганца II) – Mn(OH) 2 (гидроксид марганца II).
Соединения хрома (II) крайне неустойчивы и быстро переходят в соединения хрома (III). С применением многих интересных оксидов мы уже познакомились в главе 6 «кислород».
Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства .
Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение:
Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.
Свойства кислот определяются тем, что они способны замещать в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:
На примере серной кислоты рассмотрим ее образование из кислотного оксида SO 3 , а затем реакцию серной кислоты с магнием. Валентности всех элементов, участвующих в реакции, нам известны, поэтому напишем соединения в виде структурных формул:
Эти примеры позволяют легко проследить связь между кислотным оксидом SO 3 , кислотой H 2 SO 4 и солью MgSO 4 . Одно «рождается» из другого, причем атом серы и атомы кислорода переходят из соединения одного класса (кислотный оксид) в соединения других классов (кислота, соль).
Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле б) по числу атомов водорода. По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные
Таблица 4.1. Классификация кислот по составу.
По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами водорода) и трехосновные (с 3 атомами водорода), как показано в табл. 4.2:
Таблица 4.2. Классификация кислот по числу атомов водорода.
Термин «одноосновная кислота» возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется одно основание, т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
HCl + KOH = KCl + H 2 O
Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже два основания, а трехосновная – три основания:
H 2 SO 4 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O
H 3 PO 4 + 3 NaOH = Na 3 PO 4 + 3 H 2 O
Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.
1. Действие растворов кислот на индикаторы . Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов . По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.
Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот.
2. Взаимодействие кислот с основаниями . Эта реакция, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:
|
основание | ||||||
Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:
H 2 SiO 3 + 2 NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 2 O
3. Взаимодействие кислот с основными оксидами . Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:
Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.
Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO 4 , которую смывают водой вместе с остатками кислоты.
4. Взаимодействие кислот с металлами . Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).
Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.
|
не образуется | ||||||
По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов (табл. 4-3). Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.
Таблица 4.3. Ряд активности металлов.
Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной , чтобы реагировать даже с металлом из левой части табл. 4-3. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H + .
Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).
С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл. 4.3.
В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 4.4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.
Таблица 4.4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.
Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N +5 , а не H + , как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты , в молекуле которой сера S +6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:
Cu + 4 HNO 3 (конц.) =Cu(NO 3) 2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O
3 Cu + 8HNO 3 (разб.) = 3 Cu(NO 3) 2 + 2 NO + 4 H 2 O
8 K + 5 H 2 SO 4 (конц.) = 4 K 2 SO 4 + H 2 S + 4 H 2 O
3 Zn + 4 H 2 SO 4 (конц.) = 3 ZnSO 4 + S + 4 H 2 O
Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными ) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.
Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.
Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.
К группе неорганических веществ относятся все вещества, противоположные по своей сути органическим. То есть, этот означает, что в составе неорганических веществ отсутствует углерод. Исключение составляют карбиды, цианиды, карбонаты и оксид углерода.
Все неорганические вещества подразделяются на две большие группы:
Простые вещества
Сложные вещества.
Простые вещества
Это вещества, состоящие из атомов одного элемента.
Подразделяются на две большие группы:
Металлы,
Неметаллы.
Металлы
Металлы - называется группа простых тел, обладающих известными характерными свойствами, которые в типических представителях резко отличают металлы от других химических элементов.
В физическом отношении это по большей части тела твердые при обыкновенной температуре, непрозрачные (в толстом слое), обладающие известным блеском, ковкие, тягучие, хорошие проводники тепла и электричества и прочее. В химическом отношении для них является характерной способность образовать с кислородом основные окислы, которые, соединяясь с кислотами, дают соли.
К металлам относятся: железо, медь, цинк, кальций, калий, алюминий, золото, серебро, натрий, олово, бериллий и т.д.
Неметаллы
Неметаллами называется группа простых тел, обладающих известными характерными свойствами, которые резко отличают неметаллы от других химических элементов.
В физическом отношении это различные тела твердые: твердые, жидкие и газообразные.
К неметаллам относятся: водород, кислород, азот, фосфор, сера, углерод, аргон, неон и т.д.
Сложные вещества
Это вещества, состоящие из атомов двух и более элементов. Подразделяются на четыре большие группы:
Основания
Кислоты
Оксиды
Оксиды - это соединения различных химических элементов с кислородом.
В зависимости от химических свойств различают:
Солеобразующие оксиды,
Несолеобразующие оксиды.
Солеобразующие оксиды - это оксиды, дающие при взаимодействии с другими элементами соли. Они подразделяются на 3 группы:
Основные оксиды (оксид натрия Na2O, оксид меди (II) CuO),
Кислотные оксиды (оксид серы SO3, оксид азота NO2),
Амфотерные оксиды (оксид цинка ZnO, оксид алюминия Аl2О3)
Несолеобразующие оксиды - это оксиды, не дающие при взаимодействии с другими элементами соли. Обычно они распадаются до газа и воды.
Пример: оксид углерода СО, оксид азота NO.
Основания
Это вещества, молекулы которых состоят из молекул металла и гидрокс-группы - ОН. Основания образуются при взаимодействии ряда металлов (натрий, калий) или некоторых оксидов (оксид кальция CaO) с водой.
Пример: NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3.
Кислоты
Называется группа соединений с известной, довольно определенной химической функцией. Эта функция выражена в таких типичных представителях этой группы, как серная кислота H2SO4, азотная кислота HNO3, соляная кислота НСl и прочие.
Существует большое количество классификаций кислот, среди которых особый интерес представляют две - по содержанию кислорода и по принадлежности к классу химических соединений.
Классификация кислот по содержанию кислорода:
Безкислородные (HCl, H2S, HBr)
Классификация кислот по принадлежности к классу химических соединений:
Неорганические (HBr,HCl, H2S, HNO3, H2SO4),
Органические (HCOOH, CH3COOH).
Соли
Это химическое соединение, образовавшееся в результате взаимодействия кислоты и основания.
Пример: NaCl, KNO3, CuSO4, Ca3(PO4)2.