БИЛИМ БУЛАГЫ

Представленная таблица «Класификация неорганических соединений» содержит информацию о всех, изучаемых в курсе средней школы классах неорганических соединений. Вещества делятся на простые и сложные, причем простые вещества делятся на благородные газы, металлы и неметаллы. Выделение благородных газов в отдельную группу веществ, подчеркивает их исключительные свойства инертности – невозможности создавать химические связи в нормальных условиях. Типичные металлы в таблице окрашены в синий цвет, неметаллы в красный цвет. Металлы с амфотерными свойствами окрашены в фиолетовый цвет, который включает и синий и красный цвета. Свойство амфотерности – двойственности проявляется в способности к созданию химических соединений. Это дает возможность амфотерным соединениям проявлять свойства металлов в реакциях с неметаллами и свойства неметаллов в реакциях с типичными металлами. Сложные вещества делятся на оксиды, гидроксиды и соли. Каждый класс соединений, в свою очередь, делится на виды соединений. Оксиды включают несолеобразующие, основные, амфотерные и кислотные оксиды. Гидроксиды делятся на щелочи (растворимые основания), основания, амфотерные основания и кислоты. Соли включают нормальные или средние соли, кислые, основные, комплексные или двойные, и смешанные соли. Все соединения располагаются в порядке уменьшения их реагирующей способности слева направо. Для объяснения принципов использования таблицы разработаны правила:

1) Легче всего химические реакции происходят между веществами, формулы которых окрашены в противоположные цвета – синий и красный.

2) Вещества, формулы которых окрашены в фиолетовый цвет, способны реагировать с веществами, формулы которых окрашены как в синий, так и в красный цвет.

3) Вещества, формулы которых окрашены в одинаковый цвет между собой не реагируют.

4) Оксиды реагируют с простыми веществами и гидроксидами и не могут реагировать с солями.

5) Гидроксиды реагируют с оксидами и солями.

6) Соли могут реагировать только с гидроксидами.

Для подтверждения этих правил, все названные группы веществ сгруппированы в широкие полоски. Расположение металлов, неметаллов и сложных веществ в определенном порядке подчиняется свойству активности веществ. Сохранение генетической связи элемента с его соединениями выполненное в цвете, позволяет быстро научить разбираться, какие группы веществ будут реагировать с друг с другом , а какие не будут.

Классификация неогранических соединений.

Металлы и неметаллы. Простые и сложные вещества.

Условно все элементы делят на две группы – металлы и неметаллы.

Металлами называют элементы, обладающие способностью легко отдавать имеющиеся у них на внешнем электронном слое 1,2, 3 электрона.

Неметаллами называют элементы с 4 и более электронами на внешнем электронном слое (а также бор , у которого 3 электрона на внешнем электронном слое).

Однако среди неметаллов встречается группа элементов, которые являются газами и молекула который состоит из одного атома – это инертные или благородные газы (VIII – A группа). А среди металлов встречаются такие, соединения которых проявляют как свойства кислоты, так и свойства основания, поэтому их называют амфотерные – т.е. «двойственные».

(Сравни названия с корнем «амфос» - амфора - ваза с двумя ручками, амфибия - животное, которое дышит и в воде и на воздухе – например, лягушка).

В предлагаемой таблице элементы с металлическими свойствами и их соединения обозначены синим цветом. Элементы с неметаллическими свойствами и их соединения обозначены красным цветом. В связи с тем, что амфотерные вещества включают двойственные свойства, они обозначены фиолетовым цветом, так как фиолетовый цвет получается при смешивании красного и синего.

Все химические вещества делятся на простые и сложные.

К простым веществам относятся те, которые состоят из атомов одного химического элемента.

В зависимости от количества атомов в составе простого вещества или от различного строения кристаллической решетки, простые вещества создают различные аллотропные модификации или аллотропные видоизменения (например О₂ – кислород и О₃ – озон; алмаз и графит).

Вещества состоящие из атомов двух или более химических элементов называются сложными химическими веществами.

При взаимодействии двух элементов образуются бинарные соединения. При наименовании бинарных соединений, их окончание обозначается суффиксом – ид. Например: Mg₃N₂ – нитрид магния. Мы подробно рассмотрим наиболее важную группу бинарных соединений – оксиды.

Оксиды

Оксидами называются сложные химические вещества, состоящие из атомов двух элементов, одном из которых является кислород.

При наименования оксидов вначале указывается корень слова – окси –, затем добавляется суффикс – ид и называется элемент в родительном падеже. Например: ВаО – оксид бария. Для элементов с переменной валентностью указывается валентность элемента в составе оксида, например: СuO – оксид меди (II) или Cu₂O – оксид меди (I).

Оксиды делятся на 4 группы – несолеобразующие, основные, амфотерные и кислотные.

К несолеобразующим оксидам относятся оксиды неметаллов со степенью окисления +1 и +2 (H₂O, CO, SiO, NO, N₂O).

К основным оксидам относятся оксиды металлов со степенью окисления +1 и +2 (K₂O, Na₂O, BaO, CaO, MgO, FeO, CrO, MnO, VO, PbO, SnO, CuO). Основным оксидам в качестве гидроксида соответствуют основания и растворимые основания – щелочи.

К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 (Al₂O₃, ZnO, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, V₂O₃, PbO₂, SnO₂)

Амфотерыми оксидам в качестве гидроксида соответствуют амфотерные основания.

К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов со степенью окисления +3, +4, +5, +6, +7 (по увеличению номера группы в периодической системе); Cl₂O₇, SO₃, N₂O₅, P₂O₅, SO₂↑,­ N₂O₃, P₂O₃, CO₂↑,­ SiO₂↓ (по уменьшению степени активности оксидов слева на право)

(Для Cl, Br, I степень окисления также равна +1) (Cl₂O), и оксиды металлов со степенью окисления +5, +6, +7 (CrO₃, Mn₂O₇, V₂O₅) Кислотным оксидам в качестве гидроксида соответствуют кислоты.

Несолеобразующие оксиды

Способы получения несолеобразующих оксидов

1) Несолеобразующие оксиды получают окислением неметаллов (чаще при недостатке кислорода)

2С + О₂ 2CO

2) Несолеобразующие оксиды получают прямым синтезом (эндотермическая реакция происходящая в воздухе при разряде молний)

N2 +O2 ^t=2000→ 2NO — Q

3) Несолеобразующие оксиды получают при пропускании углекислого газа над раскаленным углеродом (углем)

СО2 + С 2CO

4) Несолеобразующие оксиды получают при термическом или каталитическом разложении веществ

НСООН ^{t, H₂SO₄}→ H₂O + CO

5) Несолеобразующие оксиды получают в окислительно – восстановительных реакциях

3Cu + 8HNO_3(разб) 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Mg + 10HNO_3(разб) 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Химические свойства несолеобразующих оксидов

1) При обычной температуре вода реагирует с активными металлами.

2H₂O + 2Na 2NaOH + H2↑

    гидроксид натрия

2) Несолеобразующие оксиды доокисляются до кислотных оксидов с большей степенью окисления

2CO + O₂ 2CO₂

2NO + O₂ 2NO₂

2SiO + O₂ 2SiO₂

3) Оксид углерода (II) является хорошим восстановителем для металлов

CO + FeO Fe + CO₂

2CO + SnO₂ Sn + 2CO₂

Характеристика некоторых представителей несолеобразующих оксидов

CO – оксид углерода(II), угарный газ, газ без цвета, вкуса, запаха, ядовит, в концентрации 0,2% смертелен, т. к. необратимо связывается с гемоглобином крови. t кип = -192 ⁰С, t пл. = -203⁰С. Горюч, содержится в табачном дыме.

N₂O – оксид азота (I), «веселящий газ» – это анестезирующие вещество, растворимое в воде, тошнотворно-сладкого запаха, в смеси с кислородом употребляется как наркоз перед хирургическими операциями, при вдыхании его бывает стадия смеха, эйфории у больного. При высокой температуре разлагается:

2N₂O 2N₂ +O₂ +39 Ккал.

NO – оксид азота (II) – бесцветный газ, без запаха, малорастворим в воде, единственный оксид, который образуется из воздуха при разрядах молний в эндотермической реакции.

N₂ + O₂ ^t=2000→ 2NO — Q.

Основные оксиды

Способы получения основных оксидов

1) Основные оксиды получают при окислении металлов (без нагревания)

2Fe + O₂ 2FeO

2) Из одного основного оксида получают другой действием более активного металла

CuO + Mg MgO +Cu

3) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов более активными металлами:

Fe₂O₃ + Mg 2FeO + MgO

4) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов углеродом

Fe₂O₃ + C 2FeO + CO

5) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов оксидом углерода (II)

Fe₂O₃ + CO 2FeO + CO₂

6) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов водородом

Fe₂O₃ + H₂ 2FeO + H₂O

7) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов металлами

CrO₃ + 2Mg CrO + 2MgO

8) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов углеродом

CrO₃ + 2C CrO + 2CO

9) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов оксидом углерода (II)

CrO₃ + 2CO CrO + 2CO₂

10) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов водородом

CrO₃ + 2H₂ CrO + 2H₂O

11) Основный оксид можно получить при термическом разложении нерастворимых оснований (из щелочей нельзя!)

Cu(OH)₂ CuO + H₂O

12) Основные оксиды можно получить при термическом разложении солей, образованных газообразными кислотными оксидами

CaCO₃ CaO + CO₂↑

CuSO₃ CuO + SO₂↑

Химические свойства основных оксидов

1) Основные оксиды восстанавливаются более активными металлами

MgO + Ba BaO + Mg

2)Основные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за водородом, восстанавливаются водородом

CuO + H₂ Cu + H₂O

Основные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за алюминием восстанавливаются коксом ( C ) или оксидом углерода (II)

FeO + C Fe + CO↑

SnO + CO Sn + CO₂↑

Основные оксиды металлов с переменной валентностью могут доокисляться кислородом

4FeO + O₂ 2Fe₂O₃

3) Основные оксиды щелочных и щелочеземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей

Na₂O + H₂O 2NaOH (Гидроксид натрия)

4) Основные оксиды взаимодействуют с амфотерными оксидам при сплавлении

Na₂O + ZnO Na₂ZnO₂ (Цинкат натрия)

5) Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей

CaO + CO₂ CaCO₃ (Карбонат кальция)

6) Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей

BaO + 2HCl BaCl₂ + H₂O

Хлорид бария

7) Основные оксиды реагируют с амфотерными основаниями с образованием солей

Na₂O + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + H₂O

Цинкат натрия

8) Основные оксиды могут донейтрализовывать кислые соли

Na₂O + 2NaHCO₃ 2Na₂CO₃ + H₂O карбонат натрия

Характеристика некоторых представителей основных оксидов

CaO – оксид кальция, негашеная известь – белое твердое вещество, легко реагирующее с водой с большим выделением тепла (гашение извести), углекислым газом, tпл = 2630⁰С.

CaO + H₂O Сa(OH)₂ + Q

гидроксид кальция

CuO – Оксид меди (II) твердое хрупкое вещество черного цвета, нерастворимое в воде, при температуре свыше 800 ⁰С разлагается до образования Cu₂O – оксида меди (I), плотность 6,45 г/см³. Получают

Cu₂(ОН)₂CO₃ CuO + CO₂↑ + H₂O

малахит

Амфотерные оксиды

Способы получения амфотерных оксидов

1) Амфотерные оксиды получают окислением металлов

4Al + 3O₂ 2Al₂O₃

2) Амфотерные оксиды получают из основных оксидов доокислением металлов

4FeO + O₂ 2Fe₂O₃

3) Из одного амфотерного оксида получают другой действием более активного металла

Fe₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Fe

4) Амфотерные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов

V₂O₅ + 2H₂ V₂O₃ + 2H₂O Оксид ванадия(V) Оксид ванадия (III)

5) Амфотерные оксиды получают термическим разложением амфотерных оснований

Zn(OH)2  ZnO + H2O 

6) Амфотерные оксиды получают при термическом разложении солей, образованных газообразными кислотными оксидами и амфотерными металлами

ZnCO₃ ZnO + CO₂↑

7) Амфотерные оксиды получают при термическом разложении кислых солей, образованных амфотерными металлами

2Al(HCO3)3  Al2O3 + 6CO2↑ + 3H2O 

Химические свойства амфотерных оксидов

1) Амфотерные оксиды восстанавливаются до металла более активными металлами

MnO₂ + 2Mg Mn + 2MgO

2) Амфотерные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за водородом, восстанавливаются водородом до основного оксида

Fe₂O₃ + H₂ 2FeO + H₂O

3) Амфотерные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за алюминием восстанавливаются до основного оксида или металла коксом (С) или оксидом углерода (II)

Fe₂O₃ + C 2FeO + CO↑

2Fe₂O₃ + 3C 4Fe + 3CO₂↑

ZnO + CO Zn + CO₂↑

4) Амфотерные оксиды металлов с переменной валентностью могут доокисляться до кислотных оксидов только атомарным кислородом

Cr₂O₃ + 3[О] 2CrO₃

5) Амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами при сплавлении с образованием солей

ZnO + Na₂O Na₂ZnO₂ (Цинкат натрия)

CaO + ZnO СaZnO₂ (Цинкат кальция)

6 ) Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотными оксидами с образованием солей

ZnO + N₂O₅ Zn(NO₃)₂ (Нитрат цинка)

7) Амфотерные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды

ZnO + Сa(OН)₂ СaZnO₂ + H₂O (Цинкат кальция)

8) Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами с образованием солей и воды

ZnO + 2НNO₃ Zn(NO₃)₂ + H₂O Нитрат цинка

Характеристика некоторых представителей амфотерны оксидов

ZnO — оксид цинка-белое кристаллическое вещество, практически нерастворимое в воде, tпл = 1975 ⁰С. Употребляется в качестве наполнителя для белой краски и изготовления лекарственных мазей.

Кислотные оксиды

Способы получения кислотных оксидов

1) Кислотный оксид из металла можно получить только при окислении его атомарным кислородом в окислительно-восстановительной реакции

Cr + 3[O] CrO₃

2) Кислотный оксид можно получить из неметалла прямым окислением или горением

4P + 5O₂ 2P₂O₅

3) Кислотный оксид можно получить из несолеобразующего оксида доокислением

2CO + O₂ 2CO₂

4) Кислотный оксид можно получить из основного оксида доокислением атомарным кислородом

CrO + 2[O] CrO₃

5) Кислотный оксид можно получить из амфотерного оксида доокислением атомарным кислородом

Cr₂O₃ + 3[O] 2CrO₃

6) Кислотный оксид можно получить из кислотного оксида доокислением кислородом

P₂O₃ + O₂ P₂O₅

7) Кислотный оксид можно получить при термическом разложении средних солей, образованных газообразными оксидами

CaCO₃ CaO + CO₂↑

8) Кислотный оксид можно получить при термическом разложении кислых солей, образованных газообразными оксидами

2NaHCO₃ Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

карбонат натрия

Химические свойства кислотных оксидов

1) Кислотные оксиды реагируют с активными металлами

SiO₂ + 2Mg 2MgO + Si (получается аморфный кремний)

2) Кислотные оксиды реагируют с водородом

SiO₂ + 2H₂ 2H₂O + Si (получается аморфный кремний)

3) Кислотные оксиды реагируют с углеродом

SiO₂ + C CO₂ + Si ( получается кристаллический кремний, т.к. С - кристаллическая затравка для образования кристаллов)

4) Кислотные оксиды реагируют с оксидом углерода (II)

SiO₂ + 2CO 2CO₂ + Si

5) Кислотные оксиды доокисляются кислородом

P₂O₃ + О₂ P₂O₅

6) Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот

SO₃ + H₂O Н₂SO₄ (серная кислота)

7) Кислотные оксиды реагируют с амфотерными оксидами образованием солей

N₂O₅ + ZnO Zn(NO₃)₂ (Нитрат цинка)

8) Кислотные оксиды реагируют с щелочами с образованием солей

SO₂ + NaOH NaHSO₃ (Гидросульфит натрия)

SO₂ + 2NaOH Na₂SO₃ + H₂O Сульфит натрия

9) Кислотные оксиды реагируют с амфотерными основаниями с образованием солей и воды.

3N₂O₅ + 2Al(OH)₃ 2Al(NO₃)₃ + 3 H₂O

нитрат алюминия

10) Более активные кислотные газообразные оксиды вытесняют менее активные газообразные оксиды из кислот и солей

H₂CO₃ + SO₂ H₂SO₃ + CO₂↑

Угольная кислота сернистая кислота

Na₂CO₃ + SO₂ Na₂SO₃ + CO₂↑

Карбонат натрия сульфит натрия

11) Кислотные оксиды донейтрализовывают основные соли.

N₂O₅ + 2Ca(OH)NO₃ 2Ca(NO₃)₂ + H₂O

нитрат кальция

Характеристика некоторых представителей кислотных оксидов

SO₃ — оксид серы (VI), серный ангидрид – бесцветная летучая жидкость,tпл. 16,8 ⁰С, получают окислением SO₂ в присутствии катализатора, проявляет сильные окислительные свойства.

2SO₂ + О₂ 2SO₃

Р₂O₅ — белое гигроскопичное порошкообразное вещество, возгоняется при 359 ⁰С, применяется как водопоглощающее средство.

Вопросы для повторения

1) Как можно получить кислотные оксиды?

2) При каких условиях образуется кристаллический кремний?

3) Из каких оксидов можно получить кислотные оксиды?

4) Какие типы реакций характерны для получения кислотных оксидов?

5) С какими веществами реагируют кислотные оксиды?

6) Где применяют оксид фосфора (V)?

7) Перечислите некоторые отрасли народного хозяйства, в которых применяются оксиды. Приведите примеры.

Задания и задачи

1) Напишите уравнения химических реакции, схемы которых даны ниже:

а) Ca → CaO → Ca(OH)₂

б) Cu → CuO → CuSO₄

в) P → P2O5 → H₃PO₄

г) P₂O₅ + … → Ca₃(PO₄)₂ +…

д) N₂O₅ + LiOH →…

ж) SO₃ +…→ K₂SO₄ + …

з) PH₃ +… → P₂O₅ + H₂O

2) Напишите уравнение реакции оксида фосфора (V) с водой, протекающей при нагревании, и вычислите соотношение масс элементов реагирующих в веществах.

3) Какие из перечисленных оксидов реагируют с водой: BaO, Li₂O, CuO, SO₃, CaO, SiO₂, P₂O₅, Fe₂O₃, Al₂O₃, Na₂O, Mn₂O₇? Напишите уравнение реакции.

4) Напишите формулу оксидов, гидратами которых являются следующие кислоты: H₂SO₄, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, HMnO₄, H₃BO₃.

5) Напишите молекулярные и графические формулы следующих оксидов: а) оксид хлора (V), б) оксид марганца (VII), в) оксид серы (IV),( VI), г) оксид йода (VII).

6) Назовите следующие оксиды и определите, к какому типу они относятся: MnO, MnO₂, Mn₂O₇.

7) Получите вещества по схеме: P → P₂O₃ → P₂O₅ → H₃PO

Условно все элементы делят на две группы – металлы и неметаллы.

Кислоты

К кислотам относятся сложные химические вещества, состоящие из атомов водорода, способных обмениваться на атомы металлов, и кислотных остатков. Количество атомов водорода, входящих в состав кислоты определяет основность кислоты. По признаку основности кислоты разделяют на одноосновные, двухосновные и многоосновные. По наличию атома кислорода кислоты разделяют на бескислородные (HI, HBr, HCl, HF, H₂S↑, HCN) и кислородсодержащие( HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, H₄P₂O₇, H₂SO₃↑, H₃PO₄, HNO₂, H₂CO₃↑).

Способы получения кислот

1) Бинарные бескислородные кислоты можно получить прямым синтезом из неметаллов, одним из которых должен быть водород

H₂ + Cl₂ 2HCl

H₂ + S H₂S

2) Галогенсодержащие кислоты получают вытеснением менее сильных по электроотрицательности галогенов более сильными галогенами

2HI + Cl₂ 2HCl + I₂

3) Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов с водой

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

4) Новые кислоты могут быть получены в реакциях доокисления

2H₂SO₃ + O₂ 2H₂SO₄

5) Кислоты получают вытеснением более активными кислотными оксидами менее активных оксидов (особенно характерно для газообразных кислотных оксидов)

H₂CO₃ + SO₂ H₂SO₃ + CO₂↑

6) Кислоты можно получить в реакциях обмена между солями и другими сильными кислотами

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ BaSO₄↓ + 2HNO₃

Химические свойства кислот

1) Кислоты взаимодействуют с активными и амфотерными металлами с выделением водорода

2HCl + Zn ZnCl₂ + H₂↑

H₂SO_4(разб.) + Mn MnSO₄ + H₂↑

Концентрированные кислоты, такие как серная и азотная являются сильными окислителями и при реакции с металлами выделяют другие продукты реакции : сернистый газ, сероводород, серу, оксиды азота с различной степенью окисления или аммиак.

2) Для галогенсодержащих бескислородных кислот характерно замещение в кислотах менее активных галогенов более активными галогенами

2HI + Cl₂ 2HCl + I₂

3) Кислоты взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды

H₂SO_4(разб.) + BaO BaSO₄↓ + H₂O

4) Кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды

2HNO₃ + ZnO Zn(NO₃)₂ + H₂O

5) Кислоты способны взаимодействовать с более активными кислотными оксидами с образованием новой кислоты и выделением менее активного кислотного оксида. Особенно хорошо реакция прослеживается с газообразными оксидами

H2CO₃ + SO₂ H₂SO₃ + CO₂↑

6) Кислоты взаимодействуют с основаниями как растворимыми (щелочами), так и нерастворимыми в реакции нейтрализации. Продуктами этих реакций могут быть как средние соли, так и продукты неполной нейтрализации – соли кислые

NaOH + H₂SO₄ NaHSO₄ + H₂O

2NaOH + H₂SO₄ Na₂SO₄ + 2H₂O

7) Между кислотами происходят оксислительно-восстановительные реакции с изменением степени окисления элементов, входящих в состав этих кислот

H₂SO₄ + HBr Br₂ + SO₂↑ + H₂O

8) При взаимодействии кислот с солями в реакциях обмена образуются как новая кислота, так и новая соль

H₂SO_4(конц) + Ba(NO₃)₂ BaSO₄↓ + 2HNO₃

9) Кислоты способны проводить донейтрализацию основных солей с образованием средних солей

Mg(OH)Cl + HCl MgCl₂ + H₂O

10) Сильные кислоты разлагают соли, содержащие газообразные оксиды

CaSO₃ + 2HCl CaCl₂ + SO₂↑

Характеристика некоторых представителей кислот

HNO₃ азотная кислота. Это бесцветная жидкость с резким запахом, легко испаряется, t_кип = 86⁰С, с водой смешивается в любых соотношениях. Среди всех кислот – эта кислота самый сильный окислитель. При хранении имеет желтую окраску т.к. разлагается с выделением бурого газа – NO₂ – оксида азота (IV), растворяющегося в ней. Тлеющая лучина, поднесенная к поверхности концентрированной азотной кислоты, разгорается за счет выделения кислорода.

4HNO₃ ^hv→ 2H₂O + 4NO₂ + O₂↑

Поступаемая в продажу кислота обычно имеет 63% концентрацию и плотность равную 1,4г/см³. При попадании на кожу вызывает сильные ожоги с образованием желтых пятен, так как реагирует с белками. Ее надо смыть большим количеством воды и нейтрализовать раствором соды.

H₂SO₄ серная кислота – это бесцветная маслянистая жидкость без запаха, t _крист +10,5⁰C. Старинное название серной кислоты - олеум, а безводной H₂SO₄ – купоросное масло. Серная кислота, являясь сильным окислителем, проявляет типичные свойства кислоты. Эта двухосновная кислота диссоциирует ступенчато, образуя кислые и средние соли. Раствор серной кислоты с концентрацией менее 70% называется разбавленным, более 70% - концентрированным. Концентрированная серная кислота при попадании на кожу оставляет сильные ожоги, поэтому при попадании кислоты на кожу надо обильно смыть ее водой и обработать раствором питьевой соды.

HCl соляная кислота – водный раствор хлороводорода, бесцветная жидкость дымящаяся на влажном воздухе, t_пл = – 114⁰С, t_кип = - 85⁰С. Получают сжиганием водорода в хлоре и растворением полученного хлороводорода в воде. В поступающей в продажу соляной кислоте массовая доля хлороводорода 37%., при плотности раствора 1,19г/см³. Соляная кислота применяется для получения солей, травления металлов, в пищевой промышленности, медицине, химическом анализе. Входит в состав желудочного сока.

Н₃РО₄ фосфорная кислота, ортофосфорная кислота. Это – бесцветное кристаллическое вещество, t_пл = 42⁰С, трехосновная кислота, однако несильная, хорошо растворима в воде, не ядовита, применяется в пищевой промышленности для приготовления сиропов. В промышленности получают экстракционным методом, обрабатывая фосфориты и апатиты концентрированной серной кислотой.

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ 3CaSO₄↓ + 2H₃PO₄

Вопросы для повторения

1) Какие вещества называются кислотами?

2) По каким признакам можно разделить кислоты?

3) Какие способы получения кислот вам известны?

4) Способны ли кислоты доокисляться?

5) Получите кислоту несколькими способами. Напишите уравнения реакций.

6) Как получают бескислородные кислоты?

7) Как получают галогенсодержащие кислоты?

8) Как получают кислородсодержащие кислоты?

9) Какие еще способы получения кислот известны?

10) С какими веществами способны реагировать кислоты?

11) Какие свойства характерны для галогенсодержащих кислот?

12) Каковы продукты реакций при взаимодействии кислот с оксидами?

13) Как называется реакция взаимодействия кислот с основаниями?

14) Каковы особенности взаимодействия кислот между собой?

15) Взаимодействуют ли кислоты с солями?

16) Как кислоты участвуют в реакциях донейтрализации?

17) Как кислоты воздействуют на соли, содержащие газообразные оксиды?

18) Назовите формулы известных вам кислот.

19) Охарактеризуйте азотную кислоту.

20) Как азотная кислота воздействует на кожу?

21) Охарактеризуйте серную кислоту.

22) При какой концентрации серную кислоту относят к концентрированной?

23) При какой концентрации серную кислоту относят к разбавленной?

24) Какие меры необходимо предпринять при попадании серной кислоты на кожу.

25) Как получают соляную кислоту?

26) Как распознать концентрированную соляную кислоту при открывании бутыли, в которой она хранится?

27) Для чего применяют соляную кислоту?

28) Охарактеризуйте ортофосфорную кислоту.

29) Где применяют ортофосфорную кислоту?

30) Каким способом получают ортофосфорную кислоту?

Задания и задачи

1) Выпишите все известные вам одноосновные кислоты.

2) Выпишите все известные вам бескислородные кислоты.

3) С какими из предложенных веществ будет реагировать серная кислота: AlCl₃, Na₂O, O₂, Ca(OH)₂, CO, BaSO₄.

Напишите уравнения реакций.

4) Выполните упражнения по генетической связи классов неорганических соединений:

S H₂S SO₂ SO₃ H₂SO₄ Na₂SO₄ BaSO₄

5) Получите продукты реакций:

а) SO₃ + H₂O

б) P₂O₅ + H₂O

в) HCl + Al₂S₃

г) BaCl₂ + H₂SO₄

д) NH₄NO₃

Соли

Солями называют сложные химические вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.

Соли бывают средние (нормальные), кислые, основные, двойные, комплексные, смешанные.

Средними или нормальными солями называются соли, в которых полностью замещены все атомы водорода на атомы металлов, а все гидроксильные группы замещены кислотными остатками.

Кислыми солями называют соли, в которых не все атомы водорода из кислот замещены атомами металлов.

Основными солями называются соли, в которых наряду с кислотными остатками сохранились гидроксогруппы группы от оснований.

Двойными солями называются такие, в которых атомы водорода замещены атомами двух разных металлов.

Комплексные соли, имеющие слоистое строение, состоят из центрального атома металла – комплексообразователя, окруженного лигандами – противоположно заряженными ионами по сравнению с комплексообразователем или нейтральными молекулами, что составляет внутреннюю сферу комплексной соли, а следующий слой составляют ионы внешней сферы, противоположно заряженные по отношению к ионам внутренней сферы.

Дать схему строения K₃[Fe(CN)₆] гексацианоферрат (III) калия

Атом -комплексообразователь лиганды

             ↑              ↑

K3 [ Fe (CN)₆ ]

                     ↓                         ↓

Внешняя сфера внутренняя сфера

Смешанными солями называют соли, у которых при одном атоме металла находятся два разных кислотных остатка. Ca(OCl)Cl — гипохлоритхлорид кальция (хлорная известь).

Химические свойства солей

1. Соли взаимодействуют в реакциях замещения с более активными металлами

3K + AlCl₃ 3KCl + Al

Fe + CuSO₄ FeSO₄ + Cu

2. Соли реагируют с растворимыми основаниями (щелочами) с образованием новой соли и нового основания

2NaOH + CuSO₄ Cu(OH)2 ↓ + Na₂(SO₄)₂

3. Соли реагируют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты.

Na₃PO4 + 3HCl 3NaCl + H₃PO₄

4. Соли реагируют между собой с образованием новых солей, особенно, если образуется менее диссоциирующее вещество.

BaCl₂ + Na₂(SO₄)₂ BaSO₄ + 2NaCl

Солями называют сложные химические вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Кроме атомов металлов в состав солей может входить ион аммония - вещества, образованного по принципу донорно-акцепторной связи.

Способы получения солей

1) Соли получают методом прямого синтеза в реакции металлов с неметаллами

2Na + Cl₂ 2NaCl

Fe + S FeS

2) Соли образуются в реакции взаимодействия металлов с кислотами

Zn + 2HCl ZnCl₂ + H₂ ↑

3) Новые соли образуются при реакции солей с более активными металлами

Fe + CuSO₄ FeSO₄ + Cu

4) Соли образуются при сплавлении основных и амфотерных оксидов

K₂O + ZnO K₂ZnO₂

5) Соли образуются при реакции основных и кислотных оксидов

CaO + CO₂ CaCO₃

6) Соли образуются при сплавлении амфотерных и кислотных оксидов

Al2O₃ + P₂O₅ 2AlPO₄

7)Соли образуются при реакции основных оксидов с кислотами

CuO + H₂SO₄ CuSO₄ + H₂O

8) Соли образуются при реакции кислотных оксидов с щелочами, при этом могут образоваться как средние, так и кислые соли

СO₂ + NaOH + NaHСO₃

СO₂ + 2NaOH + Na₂СO3 + H₂O

9) Новые соли образуются при реакции более активных газообразных оксидов с солями

SO₂ + Na₂CO₃ Na₂SO₃ + CO₂↑

10) Соли образуются при реакции нейтрализации между основаниями и кислотами, причем продуктами реакции могут быть средние, кислые и основные соли

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ BaSO₄↓ + 2H₂O

NaOH + H₂SO₄ NaHSO₄ + H₂O гидросульфат натрия

Ba(OH)₂ + HCl Ba(OH)Cl + H₂O

гидроксохлорид бария

11) Новые соли образуются при реакции между основаниями и солями

Ca(OH)₂ + 2Na₃PO₄ Ca₃(PO₄)₂↓ + 3NaOH

Основания

Основаниями называются сложные химические вещества, состоящие из атомов металлов, соединенных с одной или несколькими гидроксильными группами. Различают растворимые и нерастворимые в воде основания. Растворимые основания называются щелочами.

К растворимым основаниям – щелочам относят все основания металлов с валентностью I, а также основания бария, стронция и кальция.

Среди оснований выделяют группу веществ, именующуюся амфотерными (двойственными) основаниями. К амфотерным основаниям относятся основания, где у металлов валентность равна III и IV, а также основание двухвалентного цинка. Все амфотерные основания нерастворимы в воде. Амфотерные основания обладают способностью реагировать как с кислотами, так и с щелочами. Одно и тоже амфотерное основание можно представить в виде Al(OH)₃ и H₃ALO₃. В химических реакциях вещество проявляется в той или иной форме в зависимости от среды, в которой происходит реакция. Если гидроксид алюминия реагирует с кислотой, то выбирается формула Al(OH)₃, а при реакции с щелочью формула отражает ортоалюминиевую кислоту H₃ALO₃. Все амфотерные основания в присутствии щелочей обладают способностью выделять воду [кроме Zn(OH)₂], и таким образом проявляются как в орто – так и в метаформе HAlO₂ ( метаалюминиевая кислота) + H₂O, образуя два типа соединений.

Химические свойства оснований

1. Щелочи взаимодействуют с оксидом углорода (II), с образованием формиата щелочного металла.

NaOH + CO HCOONa формиат натрия

2. Щелочи взаимодействуют с амфотерными оскидами с образованием солей.

2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O цинкат натрия

6NaOH + Al₂O₃ 2Na₃AlO₃ + 3H₂O ортоалюминат натрия

2NaOH + Al₂O₃ 2NaAlO₂ + H₂O метаалюминат натрия (наиболее часто встречающийся вариант реакции)

3. Щелочи взаимодействуют с оксидом углорода (IV), с образованием двух видов солей

NaOH + CO₂ NaHCO₃ гидрокарбонат натрия

NaOH + CO₂ Na₂CO₃ + H₂O карбонат натрия

4. Щелочи взаимодействуют с амфотерными гидроскидами с образованием солей.

2NaOH + Zn(OH)₂ Na₂ZnO₂ + 2H₂O цинкат натрия

3NaOH + Al(OH)₃ Na₃AlO₃ + 3H₂O ортоалюминат натрия

NaOH + Al(OH)₃ NaAlO₂ + 2H₂O метаалюминат натрия

5. Щелочи и нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами.

NaOH + HCl NaCl + H₂O

Fe(OH)₃ + 3HCl FeCl₃ + 3H₂O

Нерастворимые и нерастворимые амфорные основания при взаимодействии с сильными кислотами переходят в растворимые соли. Реакция между основаниями и кислотами, в результате которой образуется соль и вода, называется реакцией нейтрализации.

6. В случае неполной нейтрализации основания кислотой, образуются основные соли

Ba(OH)₂ + HNO₃ Ba(OH)NO₃ + H₂O гидроксонитрат бария

7. Щелочи взаимодействуют с солями с образованием новых оснований и новых солей

FeCl₃ + 3NaOH Fe(OH)₃↓ + 3NaCl гидроксид железа (III)

CuSO₄ + 2KOH Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄ гидроксид меди (II)

Способы получения щелочей и оснований

1. Щелочи получают взаимодействием активных металлов с водой 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ гидроксид натрия 2. Щелочи получают взаимодействием оксидов активных металлов с водой СaO + H2O → Ca(OH)2 3. Нерастворимые в воде основания, в том числе и амфотерные основания, получают в реакциях обмена из солей, действием растворимых щелочей MgCl2 + 2KOH → Mg(OH)2 ↓ + 2KCl гидроксид магния ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2 ↓ + Na2 SO4 гидроксид цинка

          Fe Cl3   +   3NaOH   →   Fe(OH)3  ↓  +   3NaCl   гидроксид  железа (III)

4. Гидроксиды калия и натрия в больших количествах получают электролизом из водных растворов их солей в виде хлоридов.

Глассарий

Металлами называют элементы, обладающие способностью легко отдавать имеющиеся у них на внешнем электронном слое 1,2, 3 электрона.

Неметаллами называют элементы с 4 и более электронами на внешнем электронном слое ( а также бор , у которого 3 электрона на внешнем электронном слое).

Инертные или благородные газы (VIII – A группа) — это группа элементов, которые являются газами, и молекула которых состоит из одного атома.

Амфотерными металлами являются такие, соединения которых проявляют как свойства кислоты, так и свойства основания, поэтому их называют «двойственные». (Сравни названия с корнем «амфос» – амфора – ваза с двумя ручками, амфибия – животное, которое дышит и в воде и на воздухе – например, лягушка).

Простыми веществам называются такие, молекулы которых состоят из атомов одного химического элемента. В зависимости от количества атомов в составе простого вещества или от различного строения кристаллической решетки, простые вещества создают различные аллотропные модификации или аллотропные видоизменения (например О₂ – кислород и О₃ – озон; алмаз и графит).

Сложными химическими веществами называют вещества, состоящие из атомов двух или более химических элементов.

Бинарные соединения.состоят из атомов двух элементов. При наименовании бинарных соединений, их окончание обозначается суффиксом – ид. Например: Mg₃N₂ – нитрид магния.

Оксидами называются сложные химические вещества, состоящие из атомов двух элементов, одном из которых является кислород. При наименования оксидов вначале указывается корень слова – окси-, затем добавляется суффикс –ид и называется элемент в родительном падеже. Например: ВаО – оксид бария. Для элементов с переменной валентностью указывается валентность элемента в составе оксида, например: СuO –оксид меди (II) или Cu₂O – оксид меди (I).

Несолеобразующими оксидам и называются оксиды неметаллов со степенью окисления +1 и +2 (H₂O, CO, SiO, NO, N₂O).

Основным оксидами называются оксиды металлов со степенью окисления +1 и +2 (K₂O, Na₂O, BaO, CaO, MgO, FeO, CrO, MnO, VO, PbO, SnO, CuO). Основным оксидам в качестве гидроксида соответствуют основания и растворимые основания – щелочи.

Амфотерными оксидам называются оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 (Al₂O₃, ZnO, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, V₂O₃, PbO₂, SnO₂). Амфотерыми оксидам в качестве гидроксида соответствуют амфотерные основания.

Кислотными оксидам называются оксиды неметаллов со степенью окисления +3, +4, +5, +6, +7, (Cl₂O₇, SO₃, N₂O₅, P₂O₅, SO₂↑,­ N₂O₃, P₂O₃, CO₂↑,­ SiO₂↓), (Для Cl, Br, I степень окисления также равна +1) (Cl₂O), и оксиды металлов со степенью окисления +5, +6, +7 (CrO₃, Mn₂O₇, V₂O₅). Кислотным оксидам в качестве гидроксида соответствуют кислоты.

Полезные ссылки

Видеоурок «Качественные реакции в химии». Сайт «Видеоуроки в интернет» (Электронный ресурс). //URL:.https://www.youtube.com/watch?v=pk7UXWVBC9U&t=193s (дата обращения 07.03.18.)

Бибилиография

• Волков В. А., Вонский Е. В., Кузнецова Г. И. Выдающиеся химики мира. — М.: Высшая школа, 1991. — 656 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-06-001568-8. (в пер.)