Документы



«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» icon

«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ»

Название«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ»
страница1/3
Дата21.09.2013
Размер1.02 Mb.
ТипДокументы
скачать
  1   2   3

МИНИСТЕРСТВО ВЫСШЕГО И СРЕДНЕГО

СПЕЦИАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

РЕСПУБЛИКИ Узбекистан


ФЕРГАНСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ


КАФЕДРА «ПИЩЕВАЯ ТЕХНОЛОГИЯ»


«КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»


Фергана-2011 год.


АННОТАЦИЯ.


Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» составили в соответствии с утвержденными учебными программами ВУЗа. Конспекты лекций дадут возможность студентам повторить элементарную химию и усвоить материал по составлению уравнений химических реакций между простыми веществами.

Конспекты лекций рассмотрены и обсуждены на заседании метод семинара кафедры «Пищевая технология»

протокол №2 от 18/Х1 –2011 г.
^

Конспекты лекций

утверждены на заседании

метод комиссии химико-технологическогофакультета Протокол №2 от 30/XI –2011 г.




Составители: ст. пред. Ф.К.Юлдашева,

к.с.х.н., доц. А.А. Намозов,

ст. пред. Х. Абдуллажонов

Рецензентды: к.х.н. У. Рахматов,

к.х.н., доц. И.Х.Исмоилов


Фергана – 2011 г.


ТЕМА 1: «Классификация химических соединений».


План:

Общие сведения.


В современных условиях в производственной деятельности человека химия играет важную роль. Все природные полезные ископаемые – нефть, руда, газ, различные соли, каменный уголь и т.д. –является лишь исходными материалами, из которых получают многочисленные и разнообразные вещества, необходимые для развития отраслей народного хозяйства.

В настоящее время известно свыше в млн. органических и более 300.000 неорганических соединений. Практически все неорганические вещества подразделяются на четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты и соли. Известно, что все элементы таблицы Д.И. Менделеева (кроме гелия, неона и аргона) образуют соединения с кислородом. Поэтому в основе классификации неорганических веществ положены соединения элементов с кислородом.

^ Классификация химических соединений.


Все химические элементы традиционно делят на металлы и неметаллы. Условная граница между металлами и неметаллами проходит по диагонали бор-астат в коротком варианте периодической таблицы элементов: металлы расположены слева, а неметаллы справа от условной границы. Приграничные элементы (например, германий) занимают промежуточное положение, проявляя свойства как металлов, так и неметаллов.

К металлам относят электроположительные элементы, способные сравнительно легко отдавать электроны и образовывать катионы в растворах, к неметаллам–электроотрицательные элементы, способные сравнительно легко присоединять электроны и образовать анионы. Следовательно, неметаллами являются элементы главных подгрупп: благородные газы, галогены, халькогены (кроме полония), азот, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, водород. Все остальные элементы – металлы.

Традиционное деление элементов на металлы и неметаллы исторически возникло из-за того, что простые вещества, образованные атомами элементов-металлов, как правило, находятся в металлическом состоянии проявляют металлические свойства (высокую электро- и теплопроводность, блеск и т.д.), а простые вещества образованные атомами элементов неметаллов, при нормальных условиях этими свойствами и обладают. Однако в других условиях свойства простых веществ могут быть совершенно иными. Например, «типичный» металл натрий в газообразном состоянии образует молекулы Na2 c ковалентной связью, подобно Н2, а пары натрия не реагируют с водой(с парами водой). Почти также любое вещество при определенном давлении может быть переведено в металлическое состояние, в том числе простые вещества, образованные атомами элементов-неметаллов.

Металлическое состояние вещества характеризуется наличием электронного газа, т.е. совокупности электронов, обобществленных совокупностью атомных остовов и способных перемещаться в пространстве между ядрами без значительных энергетических затрат. В этом случае наблюдается высокая электрическая проводимость, уменьшающаяся с повышением температуры. В противоположность металлическому состоянию вещества в изолирующем (диэлектрическом) или полупроводниковом состоянии имеют сравнительно низкую электрическую проводимость, увеличивающуюся с повышением температуры. Физические изоляторы и полупроводники качественно не различаются, отлична лишь энергия, требуемая для возбуждения связанного валентного электрона в проводящее состояние.

Таким образом следует различать понятия «металл как вещество, находящееся в металлическом состоянии».

Для некоторых групп химических элементов применяют групповые названия: благородные газы, галогены, халькогены, щелочные элементы, щелочноземельные элементы и т.д.

Элементы главных подгрупп 1 и 2 групп в соответствии с их электронным строением называют так же У-элементами, элементы главных подгрупп 3-7 групп – Р- элементами, элементы побочных подгрупп, кроме лантоноидов, -d- элементами, лантаноиды –f-элементами.


^ Классификация неорганических соединений.


Неорганические соединения – сложные вещества, образуемые всеми химическими элементами (за исключением соединений углерода, относящихся к органическим). В настоящее время известно около 300 тыс. неорганических соединений. Они образуют практически литосферу, гидросферу и атмосферу Земли. Неорганические соединения классифицируют по составу и по функциональному признаку. По составу обычно различают бинарные (двухэлементные) соединения: оксиды, гидриды, галогениды, халькогениды, нитриды, фосфориды, интерметаллиды и прочие соединения, содержашие более 2-х элементов: гидроксиды, оксокислоты, их соли, амиды металлов и т.д. По функциональному признаку различают следующие типы:

  1. Оксиды;

  2. Гидроксиды;

  3. Кислоты;

  4. Соли.


Некоторые сложные соединения имеют групповые названия: квасцы двойные сульфаты типа, например, KAl (SO4)2 х 12 Н2О, шениты-двойные сульфаты типа МIMII(SO4)2 х 12 Н2О, например, (NH4)2 (Fe SO4)2 x 6 Н2О.

Групповые названия имеют многие классы оксидов с одинаковой структурой. Они, как правило происходят от названия минералов-родоначальников класса, например шпинели.

^ Номенклатура неорганических соединений.


По номенклатурным правилам каждое вещество получает в соответствии с его формулой систематическое название, полностью ограждающее его состав, например: HNO3-триоксонитрат (5) водорода, FeS2-дисульфид железа. Систематических названий может быть несколько например SO3 – триоксид серы, оксид серы (6).

Для органического числа распространенных кислот и их солей используются традиционные названия, например: HNO3-азотная кислота, K2SO4- сульфат калия. Допускается также использование небольшого числа специальных названий:Н2О-вода, NH3-аммиак, NH4 –ион аммония, N2H4 – гидразин и др.

В практике применяют и бессистемные тривиальные названия, например, сода, едкий натрий, медный купорос, соляная кислота. Иногда применяют и минералогические названия: Fes2-пирит, Fe3О4-магнетит.

Химическая формула сложного вещества включает в себя условно электроположительную составляющую или реальный катион и условно электроотрицательную составляющую или реальный анион. В формулах двухэлементных соединений из металлических и неметаллических элементов на первое место помещают металл: Li2S, Al2О3.

При составлении формул соединения из неметаллических элементов руководствуются следующим рядом ( в соответствии с увеличением сродства к электрону): Хе, B, C, As, P, H, Fe, S, At, I, Br, Cl, N, O, F. Неметалл стоящий в этом ряду левее, указывается первым: ClО2, ОF2, ХеF2. Исключение составляют аммиак NH3, гидразик N2H4 и гидроксидион ОН (-).

Многоэлементные (и комплексные) катионы и анионы заключают в скобки (NН42S, Са3(Ро4)2, К2(Fe (CN)5).

Название сложного вещества согласно его формуле читается справа налево: NaHCO3 – гидрокарбонат, как правило, по названию соответствующего элемента: натрий, сера, ртуть, золото. Аллотропные модификации оказываются дополнительно, например: белый фосфор, L-олово, или имеют специальное название: озон О3.


Основные задачи современной неорганической химии: изучение строения неорганических соединений, установление связи их строения со свойствами и реакционной способностью, разработка методов синтеза и глубокой очистки.

Неорганические соединения находят широкое применение как конструкционные материалы для всех отраслей промышленности, строительства, энергетики, сельского хозяйства и транспорта, включая космическую технику: металлы, сплавы, цемент, стекло, керамика, как удобрения и кормовые добавки, ядерное и ракетное топливо, фармацевтические препараты.

Неорганические соединения вместе с органическими полимерами послужили основой для создания целого ряда принципиально новых композиционных материалов, композитов.


^ Контрольные вопросы и задания.

На какие основные классы делятся неорганические соединения?

Какие вещества называются простыми? Сложными? – приведите примеры?

Как называются по систематической номенклатуре следующие вещества: HNO3; Fe S2; SO3.

Где применяются: серная кислота, оксид кальция, алюминий, гидрокарбонат натрия, этиловый спирт, сода.


Лекция № 2

ТЕМА : «Оксиды и их свойства»


План :

  1. Состав, строение и название оксидов.

  2. Получение оксидов.

  3. Свойства оксидов, классификация.

  4. Применение оксидов.



Ключевые слова и выражения:

Формулировка, бинарные соединения, сложное вещество, элемент, кислород, классификация, получение, применение; оксид кальция, оксид углерода (II), сухой лёд, вода; оксид алюминия, амфотерные оксиды; безразличные оксиды, кислотные оксиды, основные оксиды.


1. Оксиды – это бинарные соединения химических элементов с кислородом. В молекулах оксидов атомы кислорода связаны только с атомами металла или неметалла. Химическая связь между атомами кислорода не наблюдается:

Например:

Na 2 O Na – O – Na

CuO Cu = O

Al2O3 Al  O

Al  O

Так как в оксидах валентность кислорода равна – 2, а валентность элементов принимают значения от 1 до 8, то состав оксидов может быть представлен следующими простейшими формулами:

Э2 О; ЭО; Э2О3 ; ЭО2; Э2О5; ЭО3; Э2О7; ЭО4.

Например:

Na2O; MgO; Al2O3; SiO2; P2O5; SO3; Cl2O7; MnO4.

При названии оксидов следует исходить из следующих положений:

  • Если элемент образует один оксид, то названия оксида слагается из слова «оксид» и названия элемента.

Например:

К2О – оксид калия;

Na2O – оксид натрия;

ZnO - оксид цинка;

Al2О3 – оксид алюминия.

Т.е. в данном случае элементы имеют постоянную валентность.

  • Если элемент обладает переменной валентностью, то соответствующая валентность элемента указывается в скобках.

Например:

FeO – оксид железа ( II ) N2O – оксид азота ( I )

Fe2O3 - оксид железа ( III ) NO – оксид азота ( II )

CrO3 – оксид хрома ( VI ) N2O3 – оксид азота ( III )

Cr2O3 – оксид хрома ( III ) NO2 – оксид азота ( IV )

CrO – оксид хрома ( II ) N2O5 – оксид азота ( V )



  1. ^ Получение оксидов:

  1. Получают оксиды путем взаимодействия простых веществ с кислородом. Многие простые вещества при нагревании на воздухе или в кислороде сгорают, образуя соответствующие оксиды:

2 Mg + О2 = 2 MgО;

S + O2 = SO2;

  1. Горение сложных веществ:

СН4 + О2 = СО2 + Н2О;

метан

  1. Разложение оснований и кислот:

t0

Zn (ОН)2 = ZnO + H2O

t0

2 H3BO3 = B2O3

H2CO3 = H2O + CO2

  1. Разложение кислородосодержащих солей:

t0

СаСО3  CаО + СО2

t0

СuСО3  CuО + СО2

t0

Fe2 (SО4)3  Fe2О3 + 3SО3

  1. Реакция замещения:

MnO2 + 2C = Mn +2CO

Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr

  1. ^ Свойства оксидов и их классификация.

Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета.

Например:

CuO (II) – черного цвета;

СаО – белого цвета;

Оксид серы (IV) – SO3 – бесцветная летучая жидкость; а оксид углерода СО2 (IV) – бесцветный газ.

Свойства оксидов зависят от характера элемента, образующего оксид, строения оксида и типа связи в оксиде.

Оксиды в основном делятся на три группы: основные, кислотные амфотерные.

  1. Основные оксиды – к ним относятся большинство оксидов металлов: Na2O; K2O; MgO; MnO; FeO; CrO и другие.

При взаимодействии с водой образуются основания.

Например:

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

  1. Кислотные оксиды – к ним относятся оксиды неметаллов и оксиды металлов наивысшей валентности

Например: СО2; NO2; P2O5; N2O5; CrO3; MnO3

При взаимодействии с водой такие оксиды образуют кислоты.

Например:

СО2 + Н2О = Н2СО3

N2O5 + H2O = 2HNO3

  1. Амфотерные оксиды – они имеют двойственный химический характер, т.е. обладают как основным, так и кислотным характером.

К таким оксидам относятся оксиды многих металлов;

Например: BeO; ZnO; Al2O3; Cr2O3 и другие. Так амфотерный характер оксида цинка проявляется во взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидрооксидом натрия:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

с о л ь

(хлорид цинка)

ZnO + 2NaOH = 2Na2ZnO2 + H2O

с о л ь

(цинкат натрия)



  1. Кроме указанных трех групп следует отметить – пероксиды –Н2О2; К2О2; ВаО; и безразличные оксиды – N2O; NO; CO; SiO. Причем безразличные оксиды не способны к самообразованию.

Пероксиды – это соединения элементов с кислородом, в которых осуществляется связь между двумя атомами кислорода, но являются не оксидами, а солями перекиси водорода и потому называются перекисями. Что касается соединений Рв2О3; Mn3O4; Fe3O4 – их называют или двойными оксидами; их можно рассматривать как соли:

Рв2О3 = Рв РвО3 – соль свинца кислоты Н2РвО3

Mn3O4 = Mn2 MnO4 – соль марганца кислоты HMnO4

Fe3O4 = Fe(FeO2)2 – соль железа кислоты HFeO2

Таким образом, в состав молекулы смешанного оксида входят атомы одного элемента в различных степенях окисления.

Соединения оксидов с водой называют гидратами оксидов.

Присоединение оксидам воды не приводит к коренному изменению его химического характера, поэтому гидраты основных оксидов проявляют основные свойства, а гидраты кислотных оксидов – кислотные свойства.

Следует отметить, что один и тот же элемент может образовать несколько оксидов, причем с увеличением валентности элемента основные свойства его оксида убывают, а кислотные усиливаются.

Например:

CrO – основной оксид;

Cr2O3 – амфотерный оксид;

CrO3 – кислотный оксид.

Химические свойства оксидов зависят от радиуса атома элемента, образующего данный оксид. Например: в ряду Cr2+; Cr3+; Cr6+: радиусы ионов хрома изменяются в следующем порядке : 0,83А0; 0,64А0; 0,52А00 – ангестрем)

Отсюда следует, что с уменьшением радиусов ионов элемента усиливается кислотный характер оксида.

Кислотные оксиды при взаимодействии с кислотами также образуют соли:

MgO + HCl = MgCl2 + H2O

CaO + H2SO4 + H2O

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами.

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAl2 + H2O

Некоторые оксиды могут взаимодействовать друг с другом:

Ai2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3

SiO2 + CaO = CaSiO3

Основные оксиды при взаимодействии с кислотами также образуют соли:

MnO + HCl = MgCl2 + H2O

CaO + H2SO4 + H2O

Амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами.

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

Некоторые оксиды могут взаимодействовать друг с другом:

Al2O3 + 3SO3 = Al(SO4)3

SiO2 + CaO = CaSiO3


^ 4. Применение оксидов:

Всем известно, какое значение имеет вода (оксид водорода) в природе, в промышленности и в быту. Многие другие оксиды также широко применяются во всех отраслях народного хозяйства. Например: чугун и сталь получают оксидов железа FeO3 и Fe3O4; оксид кальция – СаО – необходим для получения гашенной извести Са(ОН)2; оксид кремния – SiO2 – используется в производстве строительных материалов. ZnO; ВеО и другие оксиды применяют для производства красок; так например, основная составная часть белой краски – цинковых белил ZnO, зеленой краски – оксид хрома (III) Cr2O3 и т.д.

Контрольные вопросы и задания:

  1. Что такое оксиды и как их классифицируют?

  2. Напишите уравнения химических реакций, схемы которых даны ниже.

а) СаСО3  СаО  Са(ОН)2

в) Р  Р3О5  Н3РО4

с) Ва  ВаО  Ва(ОН)2

  1. Составьте уравнения реакций, схемы которых даны ниже:

Na +   Na2O Al +   Al2O3

Ca +   CaO SO3 +   Na2SO4

C +   CO2

Расставьте коэффициенты.

Литература:

  1. Н.Л.Глинка «Общая химия» – М.В.Ш. – 1987 г.

  2. Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман « Химия» учебное пособие М. из-во «Просвещение» – 1990г.

  3. А.Т.Пимененко, В.Я. Починок; И.П.Середи,Ф.Д., Шевченко; - «Справочник по элементарной химии» Клев «Наукова Думка» – 1988 г.

  4. Р.А. Лидин, Л.Ю.Аликберова, Г.П. Логинова «Неорганическая химия в вопросах» М. Химия – 1991г.



Лекция № 3.

ТЕМА : «Основания (гидрооксиды)

и их свойства»


План :

  1. Состав, строение, классификация.

  2. Свойства и способы получения.

  3. Применение оснований.

Ключевые слова и выражения:

Металлы, вода, гидроксильная группа, диссоциация, катион металла, анион гидроксильной группы, состав, строение, свойства, гашенная известь, гидроксид алюминия.

Гидраты основных оксидов называются основаниями. В более широком понимания основания – это продукты соединения оксидов с водой. При взаимодействии с кислотами они образуют соли с точки зрения теории электролитической диссоциации анионы гидроксильной группы – ОН.

Например, NaOH ↔ Na+ + OH-

KOH ↔ K+ +OH-

Ca(OH)2 ↔ Ca2+ + 2OH-

Al(OH)3 ↔ Al3+ + 3OH-

По степени диссоциации электролиты разделяются на сильные и слабые. К сильным электролитам относятся следующие основания: NaOH; КОН; Са(ОН)2 и др. К слабым электролитам относятся Al(OH)3, NH4OH, Fe(OH)3 и др., т.к. они диссоциируют на ионы в разбавленных растворах.

В общем виде формула основания выражается так: Ме(ОН)n, где Ме – атом металла или радикал; n – валентность этого атома или радикала. Строение основания одновалентного металла представлена:

Простейшая формула:

Са(ОН)2; Al(OH)3;


Структурная формула:

O – H O – H


Са Al – O – H

O – H O – H

Судя по числу гидроксильной группы, гидраты основных оксидов делят на однокислотные много кислотные основания, например: КОН – однокислотное или одноатомное, Mg(ОН)2 – двух кислотное или трех атом. Сr(ОН)3 – трех кислотное или трех атом.

С увеличением валентности элемента основные свойства гидроксидов уменьшаются.

Все основания можно разделить на два типа: на растворимые и нерастворимые в воде.

Растворимые в воде основания, называются щелочными. Таких оснований очень мало к ним относятся гидраты оксидов наиболее типичных металлов главной подгруппы первой и второй групп периодической системы, т.е. Zi; Na; K; Rb; Cs; Ca.

Растворы щелочей разъедают животные и растительные ткани, разрушают стекло и фарфор, и вызывают изменения окраски некоторых веществ – индикаторов. Например: фенолфталеин. Щелочи вызывают малиновую окраску фенолфталеина.

Щелочи получаются непосредственно оксидов с водой:

Например,

Na2О + H2O  2NaOH.

Или взаимодействие металла с водой :

2К + 2Н2О  2КОН + Н2

В промышленности щелочи получаются различными способами, так например едкий натрий NaОН получают электролизм водного раствора хлорида натрия: раств.

NaCl  Na+ + Cl-

катод(-) анод(+)

2О + 2ē  2ОН- + Н2↑ 2Cl- - 2ē  Cl2

NaOH + H2 Cl2


Нерастворимые в воде основания:

Они более многочисленны. Получают нерастворимые в воде основания путем растворов со щелочами.

FeSO4 + 2NaOH  Fe(OH)2 + Na2SO4

Fe2(SO4)3 + 6NaOH  3Na2SO4 + Fe(OH)3

CuSO4 + 2NaOH  Cu(OH)2 + Na2SO4

Известны и другие реакции ведущие к образованию нерастворимых в воде оснований, например, гидролиз солей:

Al2S3 + 6H2O  Al(OH)3 + 3H2S

Термическая стойкость оснований также различна, некоторые слабом нагревании:

Cu(OH)2  СuO + H2O

Zn(OH)2  ZnO + H2O

Другие же не разлагаются даже при высокой температуре, они термически стойки. Например, NaOH; KOH; CsOH - не разлагаются при t-ре 13000С.

Большинство оснований – твердые вещества, с различной растворимостью в воде : гидроксид меди (II ) Cu(OH)2 – голубого цвета; Fe(OH)3 – бурого цвета, большинство других ( Ва(ОН)2 – белого цвета.

Гидрооксиды, которые совмещают свойства кислот и оснований называются амфотерными. К ним относятся: Al(OH)3; Zn(OH)2 и другие.

Взаимодействуя, с кислотами амфотерные гидрооксиды проявляют основные свойства:

2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O

Zn(OH)2+2HCl  ZnCl2 + 2H2O

Взаимодействуя, с основаниями они проявляют кислотные свойства:

Zn(OH)2 + NaOH  Na2ZnO2 + H2O

Al(OH)3 + KOH  KAIO2 + 2H2O


Применение:

Основания находят широкое применение в промышленности и в быту. Например, большое значение имеет гидроксид кальция Са(ОН)2 или гашеная известь, которая применяется в строительстве, в химической промышленности, например в производстве сахара, соды и т.д.

NaOH – каустическая сода, применяют для очистки нефти; производства мыла. КОН; LiOH – используют в аккумуляторах, а также для получения натрия путем электролиза.


Контрольные вопросы и задания:

  1. Какие вещества называются основаниями, как их классифицируют?

  2. Напишите формулы растворимых и нерастворимых оснований.

  3. Напишите уравнения реакций при помощи, которых можно осуществит превращения:

Сa  CaO  Ca(OH)2  CaSO4

Zn  ZnCl2  Zn(OH)2  ZnO


Литература:

  1. Н.Л.Глинка «Общая химия» – М.В.Ш. – 1987 г.

  2. «Задачи и упражнения по общей химии» Н.Л.Глинка, М.В.Ш. - 1987г.

  3. А.Т.Пимененко, В.Я. Починок; И.П.Середи,Ф.Д., Шевченко; - «Справочник по элементарной химии» Клев «Наукова Думка» – 1988 г.

  4. «Химия» – учебное пособие М.В.Ш. – 1990г. Г.Е.Рудзитие, Ф.Г. Фельдман.



Лекция № 4.

ТЕМА : «Кислоты.»


План :

  1. Состав, строение, наименование, структурные формулы, классификация.

  2. Свойства и способы получения кислот.

  3. Применение.

Ключевые слова и выражения:

Формулировка, водород, кислотный остаток, диссоциация, электролит, катион водорода, свойства, получение, классификация, структурная формула, соляная кислота, серная кислота, ортофосфорная кислота, угольная кислота, пирофосфорная кислота.


  1. Гидраты кислотных оксидов входят в класс соединений, получивший название кислоты. Они, взаимодействуя с гидроксидами, образуют соль и воду.

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться или обмениваться на атомы металлов и кислотных остатков.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием иона водорода Н+ и ион кислотного остатка.

Например:

HCl  H+ + Cl-

H2SO4  H+ + SO42-

Н3РО4  3Н+ + РО43-

Растворы кислот имеют кислый вкус и вызывают характерное изменение индикаторов. Некоторые соединения неметаллов, например, (НСl, H2S, NH3) и другие в водных в водных растворах проявляют такие же свойства, как и гидраты кислотных оксидов, а именно ;

а) взаимодействуют с оксидами образуют соли;

б) имеют кислый вкус и вызывают одинаковые изменения цвета индикаторов; лакмус, например, они окрашивают в красный цвет;

в) способны обменивать свои водородные атомы на атомы металлы, образуя соли.

Кислоты классифицируют по их силе, основности и по наличию или отсутствию кислорода. По силе кислоты делятся на сильные, например:H2SO4 – серная кислота, HCl – соляная кислота, HNO3 – азотная кислота и слабые – H2CO3 – угольная кислота, HNO3 – азотная кислота.

По основности, т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, кислоты делятся на:

1. Одноосновные: HCl – соляная кислота, HNO3 – азотная кислота;

2. Двухосновные: H2SO4 – серная кислота, H2SO3 – кремневая кислота;

3. Трехосновные: H3BO3 – борная кислота, H3PO4 – фосфорная кислота;

4. Четырехосновные: H4P2O7 – пирофосфорная кислота.

По наличию кислорода различают кислородосодержащие кислоты: H2SO4, H3BO3, HNO3, H2CO3; и бескислотные - H2S, HCN, HCI, HBr; и другие.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента или к названию группы атомов, например: CN – циан суффикс «О» и окончание водород: HCl – хлороводород, HCN – циановодород, H2S – сероводород.

2.1. Название кислородосодержащих кислот образуется от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой электрон находится в вышей степени окислености, имеет окончание «-ная» и «-овая», например: НNO3 – азотная кислота, H2SO4 – серная кислота, HСlО4 – хлорная кислота, Н3AsO4 – мышьяковая кислота.

2.2.С окончанием степени окисления кислотообразующего элемента, окончание изменяется в следующим порядке: «- оватая» - HСlO – хлорноватистая кислота.

2.3. Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окислености, то название кислоты построенным в двух степенях, построенным в соответствии с пунктами 1,2,3 ставят приставку: для гидрата с одной молекулы воды, на молекулу ангидрида – «мета», для гидрата с наибольшим числом молекул воды – «орто», а в случае пирокислот – «-пиро» – например:

Р2О5 х Н2О  НРО3– метафосфорная кислота

Р2О5 х 3Н2О  2Н3РО4 – ортофосфорная кислота

2SO3 x H2O  H2S2O7 – пиросерная кислота

Р2О5 х 2Н2О  Н4Р2О7 – пирофосфорная кислота

По числу атомов водорода, способных замещаться металлом при реакциях самообразования, или по числу гидроксильных групп все кислоты делят на односоставные и многоосновные, например:

HClO3; HNO2; HNO3 – одноосновные кислоты

H2Cr2O7; H2CO3; H2SO4 – двухосновные кислоты

Н3РО4; H3AsO3; H3AlO3 – трехосновные.

Для того, чтобы составить структурную формулу кислоты, нужно принять во внимание сказанное выше, водородные атомы должны быть присоединены к атому элемента, образовавшего кислоту через атом кислорода:

а) Структурная формула одноосновной азотной кислоты –HNO3:

O

H-O-N

O

б) Структурные формулы двухосновной серной кислоты - H2SO4 :


H-O O

S

H-O O


в) Структурная формула ортофосфорной кислоты- Н3РО4:


H-O O

H-O - P

H-O

г) Структурная формула четырехосновной пирофосфорной кислоты – Н4Р2О7:

Н – О – Р – О – Р – О – Н

║ ║

Н – О О О О – Н


^ Физические свойства.:

Многие кислоты, например: серная, азотная, соляная, - это бесцветные жидкости. Известны также твердые кислоты, ортофосфорная Н3РО4, метафосфорная, борная Н3ВО3.

Почти все кислоты растворимы в воде. Примером нерастворимой кислоты – кремневая кислота – H2SiO3; растворы кислот имеют кислый вкус.


Химические свойства:


  1. Индикатор – лакмус приобретает красный цвет в кислотах, метиловый оранжевый становится розовый.

  2. Кислоты реагируют с металлами:

  1. Zn + 2ZnHCl → ZnCl2 H2;

  2. Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

  1. Кислоты реагируют с основными оксидами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

  1. Кислоты реагируют с основаниями (реакции нейтрализации)

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 +2H2O

  1. Кислоты реагируют с солями.

HNO3 + Na2SO4 = NaNO3 + H2SO4

HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2CO3

H2SO4 + Na2SiO3 = Na2SO4 + H2SiO3

  1. При нагревании некоторые кислоты разлагаются.

H2CO3 → H2O + CO2

H2SiO3 → H2O + SiO2

  1. Кислоты диссоциируют на ионы: (электролиты)

НСl ↔ H+ + Cl- H2SO4 ↔ H+ + HSO4- или

HNO3 ↔ H+ + NO3- H2SO4 ↔ 2H+ + SO42-


^ Получение кислот.


  1. Кислоты получают различными способами:

а) Непосредственным соединением ангидрида с водой, например:

СO2 + H2O ↔ H2CO3; N2O5 + H2O ↔ 2HNO3;

SO2 + H2O ↔ H2SO3; P2O5 + H2O ↔ 2H3PO4

б) Если ангидриды не растворяются в воде, то соответствующие кислоты получают взаимодействием с другой кислотой.

Na2SiO3 + H2SO4 = H2SiO3 + Na2SO4

в) Бескислородные кислоты получаются взаимодействием водорода с неметаллами и растворением полученных соединений в воде.

HI; HF; HCl; HBr: H2S

Например: H2 + Cl2 = 2HCl H2 + I2 = 2HI

г) Некоторые кислоты по своему химическому характеру – оксиды, реагируя с водой, одновременно образует две кислоты:

Na2O4 + H2O ↔ HNO2 + HNO3

азотная азотная

кислота кислота

Такие оксиды называются смешенными ангидридами кислот. Например:

2Cl2O + H2O = HClO2 + HClO2

хлористая хлористая

кислота кислота

д) Кислоты получают также при взаимодействии солей с кислотами. Это наиболее распространенный способ:

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4

NaNO3 + HPO3 = NaPO3 + HNO3

Рассмотрим на промере промышленный способ получения некоторых кислот:

1.Контактный способ производство серной кислоты:

  1. сырье: пирит FeS2

2. Вспомогательные материалы:

серная кислота (98%), катализатор – оксид ванадия (V) → 2O5;

Основной химический процесс:

Пирит подвергают обжигу кислородами воздуха:

4FeS2 + 1102 = 2FeO3 + 8SO2 + 3310 кДж.

4.Обжигаемый газ после тщательной очистки поступает в контактный аппарат, где в присутствии катализатора при 4500С окисляется до окиси серы (VI)

2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + 197,8 кДж

Оксид серы (VI) → SO3 поглощают концентрированной серной кислотой = образуется олеум, из которого можно приготовить серную кислоту любой концентрации

SO3 + H2O + (H2SO4) → H2SO4

2.Производство азотной кислоты.

Кислоты применяются во всех областях производства, так например серная кислота применяется для получения красителей, минеральных удобрений, для очистки нефтепродуктов,

а) сырье: аммиак, воздух

б)Вспомогательные материалы: катализаторы (платино-­ родиевые сетки), вода, конц. H2SO4

в) Основной химический процесс:

аммиак в смеси с воздухом окисляется при температуре 8000С в присутствии катализатора до оксида азота (III)

4NO3 + 5O2 = 4NO + 6H2O + 907 кДж

г) Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV) происходит при обычной температуре: 2NO + O2 = 2NO2 + 114 кДж

д) оксид азота (IV) при взаимодействии с кислородом и водой превращается в азотную кислоту:

4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3 + 101кДж

Применение.

Кислоты применяются во всех областях производства, так например серная кислота применяется для получения красителей, минеральных удобрений, для очистки нефтепродуктов, для получения рафинированной меди, как электролит в аккумуляторах, при изготовлении пергаментной бумаги, в гальванностигии для получении взрывчатых веществ красителей искусственного шелка; глюкозы, лекарств, различных солей и кислот. HNO3 – азотная кислота применяется для получения H2SO4; коллодия, красителей, целлулоида, фотопленок, взрывчатых веществ, в цинкографии, для получения царской водки, минеральных удобрений и т.д. HCl – соляная кислота – применяется для получения солей, при паянии, очистки поверхности металлов, в гальваностегии, получения красок, лекарств, пластмасс и других полимеров.


Контрольные вопросы и задания:

  1. Какие вещества называются кислотами?

  2. Составьте структурные формулы следующих кислот:

HCl; H2SO4; HNO3; H3PO4;HClO4

  1. Какими способами получают кислоты? Составьте уравнение реакции.

  2. Допишите уравнения реакций до конца, расставьте коэффициенты:

Zn + HCl → Zn + HNO3 (разб.) →

Cu + HNO3 (конц.) → Fe + H2SO4 (разб.) →

Mg + HNO3 (очень разб.) → Fe + H2SO4 (конц.) →


Литература:

  1. Н.Л.Глинка «Общая химия» – М.В.Ш. – 1987 г.

  2. А.Т.Пимененко, В.Я. Починок; И.П.Середи,Ф.Д., Шевченко; - «Справочник по элементарной химии» Клев «Наукова Думка» – 1988 г.

  3. Г.Е.Рудзитие, Ф.Г. Фельдман. «Химия» – учебное пособие М.В.Ш. – 1990г.

  4. Р.А.Лидин, Л.Ю.Аликберова, Г.Плогинова «Неорганическая химия в вопросах», М.Химия – 1991г.


Лекция № 5.

ТЕМА : «Соли.»


План :

  1. Состав, строение, наименование, структурные формулы. классификация.

  2. Классификация солей.

а) Средние, кислые, основные, свойства, получение, применение солей.

Ключевые слова и выражения:

Металлы, кислоты, неметаллы, гидроксиды, соли, реакции соединения, нейтрализации, замещения, диссоциация солей, хлорид натрия, пищевая сода, аммиачная селитра, глауберова соль, бихромат калия, медный купорос, применение.

Соли можно рассматривать, как продукт замещение водородных атомов кислоты атомов металла. Это определение вытекает из сравнения формул кислот с формулами солей:

формулы кислот формулы солей

HNO3 NaNO3;Ca(NO3)2; Al(NO3)3;

H2SO4 Na2SO4; CaSO4; Al2(SO4)3;

H3PO4 Na3PO4; Ca3(PO4)2; AlPO4

Соли можно рассматривать так же, как продукт замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками. Поэтому необходимо знать формулу кислотных остатков. Все соли делятся на следующие типы: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, комплексные.

Средние или нормальные соли.

Средними или нормальными называются соли, являющиеся продуктами полного замещения водородных атомов кислоты атомами металла.

Чтобы составить формулу средней соли достаточно знать валентность металла и валентного остатка.

Например: Валентность алюминия ровна + III.

Валентность кислотного остатка ровна II. Следовательно формула данной соли будет: Аl2(SO4);

При составлении структурных формул солей следует исходить из структурных формул кислот. Так как соли являются продуктом замещения водородных атомов кислоты атомами металла:

Атомы металлов присоединяются в соответствии с их валентностью по месту атомов водорода, связанных с атомом кислотообразующего элемента через атом водорода. Например:

Простейшая формула солей. Структурные формулы.

K2SO4

K-O O

S

K-O O

NaNO3

O

Na-O-N

O


AlPO4

O O

Al-O - P

O


Нормальные соли получаются разными способами:

  1. Взаимодействие веществ основного характера с веществами кислотного характера:

CaO = Al2O3 = Ca(AlO2)2

MgO + SO3 = MgSO4

ZnO + SO3 = ZnSO4

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Ca(OH)2 + Al2O3 = Ca(AlO2)2 + H2O

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O

  1. Взаимодействие металлов с неметаллами:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Fe + Br2 = FeBr2

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

  1. Нормальные соли могут быть получены в результате реакции замещения и двойного обмена:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

2Al + 2NaOH + H2O = 2NaAlO2 + 3H2

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2

FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3


Название средних солей:

а) Название соли производят от названии элемента образовавшего кислоту, прибавляя окончание –истый или в другой системе –ид.

Например: кислоты: HCl; H2S; HF

Название солей: хлорид металла или хлористый металл; сульфид металла или сернистый металл; фторид металла или фтористый металл

б) Если в солях металл способен проявлять различную валентность, то после названия металла в скобках указывают его валентность.

Например: FeSO4 – сернокислое железо или сульфат железа (II).

Fe2(SO4)3 – сернокислое железо или сульфат железа (III)

Иногда при названии солей пользуются следующими окончаниями и приставками: -гипо; -ит; -ат; -пер;

наинизшая валентность – приставка гипо, - окончание – ит;

низшая валентность – окончание –ит;

высшая валентность – окончание –ат;

наивысшая валентность – окончание –ат; приставка – пер.

Например: NaClO2 – хлорид натрия;

NaClO – гидрохлорид натрия;

NaClO3 – хлорид натрия;

NaClO4 – перхлорат натрия.


Кислые соли.

Кислые соли являются продуктом неполного замещения водородных атомов многоосновных кислот атомами металла. Из определения вытекает, что одноосновные кислоты кислых солей не образуют, что кислотный остаток в кислой соли содержит атомы водорода, способных замещаться металлам.

Например: KH2PO4; NaHO4; Mg(HCO3)2

Для кислот с основностью больше двух возможно образование нескольких кислых солей: NaH2PO4, Na2HPO4

Зная валентность металла и кислотного остатка, входящего в состав соли очень легко составить его простейшую и структурную формулы. Для этого необходимо знать структурную формулу соответствующих кислот. Например: для мышьяковой кислоты – H3AsO4 – соответствуют следующие кислотные остатки: H2AsO4, HАsO4, AsO4.

Простейшие и структурные формулы кислых магниевых солей мышьяковой кислоты выглядят так:

Структурная формула кислоты:


H – O

Н – O – As = O

H – O

Простейшая формула кислых солей:

Mg(H2AsO4), MgHAsO4

Структурная формула этих солей:

О

H – O О – Н

As – O – Mg – O – As

H – O О – Н

O О

Mg As

O О – Н

Кислые соли получают действием кислот на нормальные соли:

Например: MgSO3 + H2SO3 = Mg(HSO3)2

Ca3(PO4)2 + H3PO4 = 3CaHPO4

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl


Известны и другие реакции, приводящие к образованию кислых солей, например, гидролиз солей.

Название кислых солей производят от названий нормальных солей, а именно: перед названием нормальной соли ставят слово кислый или, в другой системе приставку – «гидро». Например: NaHSO4 – кислый сернокислый натрий или гидросульфат натрия.

Из общих свойств кислых солей следует отметить следующее:

1). В связи с присутствием в кислотном остатке подвижных атомов водорода кислые соли сохраняют некоторые свойства кислот. Они взаимодействуя с основаниями превращаются в нормальные соли:

Mg(HSO3)2 + 2NaOH = MgSO3 + Na2SO3 + 2H2O

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3 + 2H2O

2). Кислые соли легколетучих кислот при нагревании отщепляют воду и превращаются в нормальные соли:

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

3). Кислые соли стойких малолетучих кислот при нагревании воду и превращаются в нормальные соли:

NaH2PO4 → NaPO3 + H2O

2NaHPO4 → Na4P2O7 + H2O


Основные соли.

Названия основных солей производят от названий нормальных солей, а именно: перед названием нормальной соли ставят слово основной –ое, -ая или, в другой степени приставки – гидрокси – и – окси – .

Например: Cu2(OH)2SO4 – основная сернокислая медь или гидроксисульфат меди.

Fe2(OH)2SO4 – основное сернокислое железо или гидроксисульфат железа.

Mg2OСl2 – основной хлористый натрий или оксихлорид магния.

BiONO3 – основной азотнокислотный висмут или оксинитрат висмута.

Из названия этих солей видно, что разделяют на два типа:

  1. Гидроксисоли.

  2. Оксисоли.

Гидроксисоли можно рассматривать как продукт не полного замещения гидроксильных групп многокислотных оснований кислотными остатками. Например:

CuOHNO3, FeOHCl, Si(OH)4SO4

Для трех и четырех кислотных оснований возможно образование нескольких гидросолей. Например: для BiOH(NO3)2 и Bi(OH)2NO3.

Для составления простейших формул гидроксисолей нужно знать остатки основания и кислотные остатки. Например:

Простейшие формулы сернокислых солей алюминия составляются следующим образом: при ступенчатом замещении гидроксильных групп гидроокси алюминия Al(OH)3 возможные такие остатки:

I II

[Al(OH)]- , [AlOH]-2

т.к. валентность кислотного остатка серной кислоты равна двум, задача сводится написанию формул по валентности:

[Al(OH)2]2 SO4 или Al2(OH)4SO4

[Al(OH)]2- SO4 или AlOHSO4

Их структурные формулы приведены ниже:

Al2(OH)4SO4

H – O

Al – O O

H – O

S

H – O

Al– O O

H – O


AlOHSO4 O O

H – O – Al S

O O

Оксисоли можно рассматривать как продукт замещения кислотными остатками атомов кислорода в основном или амфотерном оксиде. Из определения вытекает следующее:

Основные оксиды одновалентных металлов оксисолей не образуют. Оксисоли образуются металлами имеющими валентность два и более. Ниже приведены простейшие и структурные формулы оксисолей:

Простейшие формулы оксисолей:

Bi2O2SO4 O O

O = Bi – O – Bi S

О О

Mg2O(NO3)2 О O

N – O – Mg – O – Mg – O – N О O


BiO(NO3)4 O = N = O O = N = O

│ │

O O

O │ │ O

N – O – Bi – O – Bi – O – N

O O


BiONO3 O

O = Bi – O – N

O

Основные соли могут быть получены различными способами :

Гидроксисоли образуются при взаимодействии нормальных солей с основаниями. Например:

CuSO4 + Cu(OH)2 → Cu2(OH)2SO4

2CuSO4 + 2NaOH → Cu2(OH)2SO4 + Na2SO4

Оксисоли образуются при взаимодействии нормальных солей с основными окислами, например:

MgCl2 + MgO → Mg2OСl2

Zn(NO3)2 + ZnO → Zn2O(NO3)2

^ Физические свойства.

Соли-твердые вещества, разного цвета. Растворимость их разли4чна.Некоторые из них хорошо растворимы в воде (KNO3, NaNO3, NH4NO3). Другие же практически не растворимы в воде (CaCO3, BaSO4, CaSO4 и др.)


Химические свойства.

1. Соли реагируют с металлами:

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4

2. Соли реагируют с кислотами:

Сa3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4

3. Соли реагируют со щелочами в водных растворах:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

  1. Соли реагируют с солями:

AgNO3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO3

  1. Соли реагируют с водой (гидролиз солей)

Na2CO3 + 2H2O → 2NaOH + H2CO3

ZnCl2 + 2H2O → Zn(OH)2 + 2HCl

Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты в процессе выпаривания раствора. Например: медный купорос, образуется при растворении СuSO4 в воде.

CuSO4 + 5H2O = CuSO4*5H2O + Q

(в-во белого цвета) кристаллы сине-голубого цвета

Воду входящую в состав кристаллогидрата называют кристаллизационной водой.

Комплексные соли занимают особое место среди неорганических соединений. Они образуются при соединении между собой молекул двух веществ. Например: реакция образования алюмината меди:

CuSO4 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4

HgY2 + 2KY = K2[HgY4]

Комплексные соединения в растворах диссоциируют на комплексные и простые ионы:

[Cu(NH3)4]SO4 ↔ [Cu(NH3)4]2+ + SO42-

K2[HgY4 ] ↔ 2K+ + [HgY4]2-



^ Применение солей

Большинство солей используются в промышленности и в быту. Например, всем известно применение поваренной соли, т.е NaCl в быту. В промышленности эта соль необходима для получения гидрооксида натрия, соды, хлора, натрия и т.д. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Соли кремниевой кислоты применяются в стекольной промышленности, карбонаты в строительстве, в органическом синтезе, в горном деле и т.д.


Контрольные вопросы и задания.

  1. Какие вещества называются солями? Приведите примеры.

  2. На какие типы делятся соли?

  3. На какие ионы диссоциируют соли? Приведите примеры.

  4. Напишите структурные формулы следующих солей:

Na2CO3; Al2(SO4)3; Zn(NO3)2; CuSO4; К2Сr2O7; Na2B4O7

  1. Где применяются соли?



Литература:

1. «Общая химия» Н.Л. Глинка МВШ-1987г.

2. «Справочник элементарной химии».-Киев, «Наукова Думка». 1987г.

  1. Г.Е. Рудзитис, Ф.Е. Фельдман.-М.:В.Ш.«Химия»- учебное пособие «Издательство». 1990г.

  2. «Химическая энциклопедия»- М.: В.Ш. «Издательство» - 1992г.


Лекция № 6.

ТЕМА : «Генетическая связь между отдельными классами неорганических соединений.»


План :

1.Типы химических реакций.

2.Генетическая связь между металлами, неметаллами, оксидами, кислотами, солями, гидроксидами (обзор таблицы).

Ключевые слова и выражения:

Металл → основной оксид → основание → соль; неметалл → кислотный оксид → кислота → соль; натрий → оксид натрия → гидроксид натрия → соляная кислота → хлорид натрия.

^ Типы химических реакций.

Из вышесказанного можно сделать вывод, что неорганические вещества взаимодействуют друг с другом, образуют новые неорганические вещества. Между неорганическими веществами существует генетическая связь. Воспользуясь нижеследующей таблицей можно легко изучить принципы взаимодействия веществ.

Здесь в верхних клетках записана формула воды, металлоидов или неметаллов, кислотные оксиды, кислоты и соли, а также приведены примеры этих веществ.

В средней части этой таблицы отражается уравнение реакции взаимодействия вышеуказанных веществ, а также классификация и название неорганических веществ, приведены к ним примеры. Воспользуясь с вышеуказанными в таблице примерами уравнений реакций, студент в отдельной тетради обязан самостоятельно написать несколько примеров соответствующих реакций. Для этого он должен сначала написать названия вступающих веществ в виде слов затем в виде уравнений реакций, используя именующиеся в таблице формулы. В следствии чего легко усваивается и запоминается принцип образования данных веществ.

Таблица 30-1.



  1. Кислотный оксид + вода = кислота.

  2. Металл + неметалл = соль.

  3. Активный металл + кислота = соль + водород.

  4. Металл + соль = соль + металл (новые).

  5. Основной оксид + вода = основания + щелочь

  6. Основной оксид + кислотный оксид = соль.

  7. Основания + кислотный оксид = соль + вода

  8. Основной оксид + кислота = соль + вода

  9. Основания + кислота = соль + вода

  10. Соль + кислота = соль + кислота (новые)

  11. Соль + кислота = соль + кислота (новые)

  12. Соль + соль = соль + соль (новые)

Поэтому принципу для каждого приведем примеры уравнений реакций

  1. При взаимодействии кислотных оксидов с водой получаются кислоты в случае растворимых в воде оксидов, итак:

Кислотный оксид + вода = кислота

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

SO2 + H2O = H2SO3

SO3 + H2O = H2SO4

Расставьте коэффициенты данных уравнений реакций и напишите самостоятельно уравнения реакций с веществами находящихся в клетках.

  1. Металлы взаимодействуют с металлоидами или неметаллами образуют соли за исключением кислорода. Таким образом:

Металл + металлоид = соль

2Na + Cl2 = 2NaCl

2K + S = K2S

K + Cl2 = ?

Na + Br2 = ?

Доведите уравнения реакции до конца и с оставшимися веществами напишите несколько примеров.

3. Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода вытесняют водород из соединений металлов, стоящие в ряду после водородов.

В результате образуются соль и водород. Ряд активности металлов выглядят так: Li, C, K, Na, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Sn, H2, Cu, Ag, Pt, Au.

Итак : металл + кислота = соль + водород.

4. Металлы, стоящие в ряду напряжений вытесняют металл из их соединений, вследствие чего образуется новая соль и новый металл:

Металл + соль = соль + металл (новые)

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4

5. Растворимые в воде оксиды, сюда входят элементы главной подгруппы первой и второй группы, т.е. оксиды щелочных и щелочноземельных элементов. Взаимодействуя с водой, образуют основания или щелочи. Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворимые в воде основания называются щелочами.

Основной оксид + вода = основания + щелочь.

Na2O + H2O = NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

BaO + H2O = Ba(OH)2

  1. Основные оксиды, взаимодействуя с кислотными оксидами, образуют соли: Основной оксид + кислотный оксид = соль

MgO + SO3 = MgSO4

  1. Основные оксиды, взаимодействуя с кислотами, образуют соль и воду: Основной оксид + кислота = соль + вода.

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O

  1. Основания, взаимодействуя с растворимыми кислотными оксидами, образуют соль + воду: Основание + кислотный оксид = соль + вода.

Сa(OH)2 + SO3 = CaSO4 + H2O

  1. Основания, взаимодействуя с водой, образуют соль и воду. В этом случае протекает реакция нейтрализации. Основания + кислота = соль + вода

Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O

  1. Основания, вступая в реакцию с солями, образуют новое основание и новые соли: Основания + соли = основания + соль

FeCl3 + 3KOH → Fe(OH)3 + KCl

CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2 + K2SO4

Основания малоактивных металлов образуются с помощью вышеуказанного метода действием растворов щелочи на растворы солей этих металлов.

  1. В результате взаимодействия раствора соли с раствором кислоты образуются новая кислота и новая соль: Соль + кислота = соль + кислота (новые).

AgNO3 + HCl = AgCl ↓ +HNO3

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Однако в результате таких обменных реакций соль вступает в реакцию, если соль плохо растворима в воде.

  1. При смешивании растворов двух солей образуется две новые соли.

Соль + соль = соль + соль (новые)

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl

Na2CO3 + Zn(NO3)2 = 2NaNO3 + ZnCO3


Таблица №1

^ Генетическая связь неорганических соединений.


1

2

3

4

5

6

Реагирующие вещества

Вода

Н2О

Неметаллы

Cl2, Br2, Y2, F, S

Кислотный оксид

SO2, SO3, CO2, N2O5

Кислота

H2SO3, H2SO4, H2CO3

Cоль

PbCl2, Al2(SO4)3, Na2Si

Вода

Н2О







Кислота

SO2 + H2O → H2SO3







Металл

Na, K, Ca, Mg




Соль

2Na + Cl2 → 2NaCl




Соль + водород

2Na + H2SO3 → Na2SO3 + H2

Соль + металл

Ca + PbCl2 → CaCl2 + Pb

Основной

NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2







Соль

Na2O + SO2 → Na2SO3

Соль + вода

Na2O + H2SO3 → Na2SO3 + H2O




Основной оксид

Na2O, K2O, CaO, BaO

Основание

Na2O + H2O → 2NaOH





Соль + вода

2NaOH + SO2 → Na2SO3 + H2O

Соль + вода

2NaOH + H2SO3 → Na2SO3 +H2O

Соль + основание

6NaOH + Al2(SO4)3 → 2Na2SO4 + 2Al(OH)3

Соли

CaCO3, Na2SO3, BaCl2










Соль + кислота

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl

Соль + соль

CaSiO3 + HgCl2 → CaCl2 + HgSiO3
  1   2   3



Похожие:

«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» icon1. классификация и определения (ст. 251)
Классификация и технические требования к автомобилям, участвующим в спортивных мероприятиях, проводимых на территории республики...
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» icon2013-2014 укув йили Акушерлик ва гинекология фанидан амалий машгулотлар календар-тематик режаси. 5720200- «Педиатрия иши»
Хайз циклини бузилиши. Классификация. Аменорея. Классификация. Этиология. Диагностика. Даволаш усуллари
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconОтчет о реализации (отпуске) наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров за 20 г
Положению о порядке ведения отчетности по деятельности, связанной с оборотом наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров...
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconОтчет об использовании наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров в медицине и ветеринарии за 20 г
Положению о порядке ведения отчетности по деятельности, связанной с оборотом наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров...
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconОтчет об использовании наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров в научных и учебных целях за 20 г
Положению о порядке ведения отчетности по деятельности, связанной с оборотом наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров...
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconОтчет о производстве, изготовлении и реализации комбинированных лекарственных препаратов с использованием наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров за 20 г
Положению о порядке ведения отчетности по деятельности, связанной с оборотом наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров...
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconКлассификация инноваций

«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconКлассификация работ по ремонту и содержанию сооружений внешнего благоустройства населенных пунктов Республики Узбекистан. Утверждена приказом Минкомобслуживания №114 от 31. 12. 1998г
Классификация работ по ремонту и содержанию сооружений внешнего благоустройства населенных пунктов Республики Узбекистан
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconКорешок разрешения № Выдано
Положению о порядке перевозки наркотических средств, психотропных веществ и прекурсоров на территории Республики Узбекистан
«классификация неорганических веществ» Фергана-2011 год. Аннотация. Конспекты лекций по предмету «Классификация неорганических веществ» iconДокументы
...
Разместите кнопку на своём сайте:
Документы


База данных защищена авторским правом ©uz.denemetr.com 2000-2015
При копировании материала укажите ссылку.
обратиться к администрации