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 в способности к созданию химических соединений - дает возможность амфотерным неметаллами и свойства неметалла 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, амфртерные 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, (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.

Несолеобразующие оксиды

Способы получения несолеобразующих оксидов

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

2С + О₂ 2CO

2) Несолеобразующие оксиды получают прямым синтез ( 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

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.

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 + Al(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

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

H₂CO₃ + SO₂ H₂SO₃ + CO₂↑

Na₂CO₃ + SO₂ Na₂SO₃ + CO₂↑

Характеристика некоторых представителей кислотных оксидов

SO₃ — оксид серы (IV), 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 оксидфосфора (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 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 + 10,5оC. 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, tпл.= -1140С, tкип=-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 1,19 г/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     

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.)