Химия: Органикалык эмес бирикмелердин класстары
Версия от 12:15, 12 июня 2018; Admine2 (обсуждение | вклад)
Татаал заттар оксиддерге, негиздерге жана туздарга бɵлүнɵт. Бирикмелердин ар бир классы ɵз кезегинде дагы бир нече түрлɵргɵ бɵлүнɵт.
Оксиддер негизги, амфотердик, туз пайда кылбоочу жана кислоталык оксиддерге бɵлүнɵт.
Гидроксиддер щелочторго (сууда эрүүчү негиздер), негиздерге, амфотердүү негиздерге жана кислоталарга бɵлүнɵт.
Туздар нормалдуу же орто туздар, кычкыл, негиздик, комплекстүү же кош туздар жана аралаш туздарга бɵлүнɵт.
Бардык бирикмелердин активдүүлүгү солдон оңго карай азаят.
Таблицаны пайдалануунун эрежелери:
1) Формулалары ар башка, кызыл жана кɵк түскɵ боёлгон заттардын ортосунда реакция жакшы жүрɵт.
2) Сыя кɵк түскɵ боёлгон заттар формулалары кɵк жана кызыл түскɵ боёлгон заттар менен ɵз ара аракеттенишет.
3) Формулалары бирдей түс менен жазылган заттар ɵз ара аракеттенишпейт.
4) Оксиддер жɵнɵкɵй заттар жана гидроксиддер менен реакцияга кирет, ал эми туздар менен реакцияга кирбейт.
5) Гидроксиддер оксиддер жана туздар менен реакцияга кирет.
6) Туздар гидроксиддер менен гана аракеттенишет.
Жогоруда аталган топтор ɵзүнчɵ ачык тилкелерде белгиленген. Металлдар, металл эместер жана татаал заттар активдүүлүгүнɵ жараша белгилүү бир ирээттүүлүктɵ жайгашкан. Заттардын ортосундагы генетикалык байланыштын белгилүү бир түстɵрдɵ берилиши, кайсы заттардын ɵз ара аракеттенише же аракеттенишпей тургандыгын кɵрсɵтүп турат.
Содержание
Органикалык эмес бирикмелердин классификациясы
H3AlO3 → HAlO2 + H2O; H2ZnO2; H3FeO3 → HFeO2 + H2O;
H3CrO3 → HCrO2 + H2O; H4PbO4 → H2PbO3 + H2O; H4SnO4 → H2O + H2SnO3
Простые и сложные вещества
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.
Металлы и неметаллы
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.Оксиды
При наименовании 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 + 8HNO3(разб) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Mg + 10HNO3(разб) 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
Химические свойства несолеобразующих оксидов
1) При обычной температуре вода реагирует с активными металлами.
2H2O + 2Na 2NaOH + H2↑
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
4) Основные оксиды взаимодействуют с амфотерными оксидам при сплавлении
Na2O + ZnO Na2ZnO2
5) Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей
CaO + CO2 CaCO3
6) Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей
BaO + 2HCl BaCl2 + H2O
7) Основные оксиды реагируют с амфотерными основаниями с образованием солей
Na2O + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + H2O
8) Основные оксиды могут донейтрализовывать кислые соли
Na2O + 2NaHCO3 2Na2CO3 + H2O
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
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
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
CaO + ZnO СaZnO2
6 ) Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотными оксидами с образованием солей
ZnO + N2O5 Zn(NO3)2
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
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
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
7) Кислотные оксиды реагируют с амфотерными оксидами образованием солей
N2O5 + ZnO Zn(NO3)2
8) Кислотные оксиды реагируют с щелочами с образованием солей
SO2 + NaOH NaHSO3
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
10) Более активные кислотные газообразные оксиды вытесняют менее активные газообразные оксиды из кислот и солей
H2CO3 + SO2 H2SO3 + CO2↑
Na2CO3 + SO2 Na2SO3 + CO2↑
11) Кислотные оксиды донейтрализовывают основные соли.
N2O5 + 2Ca(OH)NO3 2Ca(NO3)2 + H2O
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.
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.
Смешанными солями называют соли, у которых при одном атоме металла находятся два разных кислотных остатка. Ca(OCl)Cl — гипохлоритхлорид кальция (хлорная известь).
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
Ba(OH)2 + HCl Ba(OH)Cl + H2O
11) Новые соли образуются при реакции между основаниями и солями
Ca(OH)2 + 2Na3PO4 Ca3(PO4)2↓ + 3NaOH
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.
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.
Способы получения щелочей и оснований
1. Щелочи получают взаимодействием активных металлов с водой
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
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
ZnSO4 + 2NaOH → Zn(OH)2 ↓ + Na2SO4
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl
4. Гидроксиды калия и натрия в больших количествах получают электролизом из водных растворов их солей в виде хлоридов.
2KCl + 2H2O 2KOH + H2↑ + Cl2↑
Химические свойства оснований
1. Щелочи взаимодействуют с оксидом углорода (II), с образованием формиата щелочного металла.
NaOH + CO HCOONa
2. Щелочи взаимодействуют с амфотерными оскидами с образованием солей.
2NaOH + ZnO Na2ZnO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 2Na3AlO3 + 3H2O
2NaOH + Al2O3 2NaAlO2 + H2O (наиболее часто встречающийся вариант реакции)
3. Щелочи взаимодействуют с оксидом углорода (IV), с образованием двух видов солей
NaOH + CO2 NaHCO3
NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
4. Щелочи взаимодействуют с амфотерными гидроскидами с образованием солей.
2NaOH + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + 2H2O
3NaOH + Al(OH)3 Na3AlO3 + 3H2O
NaOH + Al(OH)3 NaAlO2 + 2H2O
5. Щелочи и нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами.
NaOH + HCl NaCl + H2O
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Растворимые щелочи, нерастворимые основания и нерастворимые амфотерные 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
7. Щелочи взаимодействуют с солями с образованием новых оснований и новых солей
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3↓ + 3NaCl
CuSO4 + 2KOH Cu(OH)2↓ + K2SO4
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↑
H2SO4(разб.) + Mn MnSO4 + H2↑
2) 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.
3) Для галогенсодержащих бескислородных кислот характерно замещение в кислотах менее активных галогенов более активными галогенами
2HI + Cl2 2HCl + I2 ↓
4) Кислоты взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды
H2SO4(разб.) + BaO BaSO4↓ + H2O
5) Кислоты взаимодействуют с амфотерными оксидами с образованием соли и воды
2HNO3 + ZnO Zn(NO3)2 + H2O
6) 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↑
7) 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
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O
8) Между кислотами происходят оксислительно-восстановительные реакции с изменением степени окисления элементов, входящих в состав этих кислот
H2SO4 + HBr Br2 + SO2↑ + H2O
9) При взаимодействии кислот с солями в реакциях обмена образуются как новая кислота, так и новая соль
H2SO4(конц) + Ba(NO3)2 BaSO4↓ + 2HNO3
10) Кислоты способны проводить донейтрализацию основных солей с образованием средних солей
Mg(OH)Cl + HCl MgCl2 + H2O
11) 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, tкип = 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. Избегать попадания серной кислоты в глаза.
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 1,19г/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, tпл = 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
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), (кроме ZnO). Основным оксидам в качестве гидроксида соответствуют основания и растворимые основания – щелочи.
- Амфотерными оксидам называются оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 (Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, V2O3, PbO2, SnO2 и ZnO). 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.)
В килограммовом пакете кристаллической или стиральной соды (Na2CO3 • 10H2O) содержится только 370 граммов активного вещества, остальное – кристаллическая вода.
Наибольшее количество NaOH используется для очистки нефти.
Самая высокая кислотность в организме человека наблюдается в желудке, где PH может достигать единицы.
Низкокалорийные угли с месторождения Кара-Кече в Кыргызстане выгоднее переводить в газообразную топливную смесь (CO + H2) обработкой угля водой при нагревании и транспортировать по газопроводу до Бишкека.
C + H2O CO + H2
Методику можно использовать для получения чистого водорода.
9C + 7H2O + O2 9CO + 7H2
При горении угля в воздухе, когда в системе температура поднимается выше 800оС возможно образование соединения углерода с азотом воздуха и получения очень ядовитого газа дициана (CN≡NC)