1.4. Важнейшие классы неорганических соединений

Сложные неорганические вещества по составу и хими-ческим свойствам можно разделить на 4 класса: оксиды, основа-ния, кислоты, соли:

оксиды— Na2O, Al₂O₃, CaO, CO2, P2O₅, SO3, Cl₂O­основания— NaOH, Zn(OH)₂, Ca(OH)₂, Fe(OH)₃, KOH; кислоты— HCl, H₂SO₄, HNO ) H₂CO₃, H3PO₄, H2S; соли— NaCI, CaCO₃, Al₂(SOl, KHCO₃, CuOHCI. Основания и кислородсодержащие кислоты можно рас­сматривать как гидраты оксидов и объединять в один класс гид-роксидов, имеющих основной или кислотный характер.

Рассмотрим состав и свойства оксидов, оснований, кис-лот и солей.

Оксиды

Оксиды— это сложные вещества, которые состоят из атомов кислорода в степени окисления -2 и атомов другого элемента— металла или неметалла.

Общая формула оксидов^ Э₂⁺ⁿ0 ² где Э- элемент, кото-рый образует оксид, +n— степень окисления элемента, O- кис-лород, -2- степень окисления кислорода.

Классификация оксидов. По составу оксиды делят на 2 груп-пы: оксиды металлов и оксиды неметаллов.

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобра-зующие и несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды— это такие оксиды, которые при реакциях с кислотами и основаниями образуют соли. Например: K₂O, CuO, SO3, N2O5.

Несолеобразующие оксиды— это оксиды, которые не

образуют солей. Например: CO, N₂O, NO.

Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислот-ные и амфотерные:

		Солеобразующие оксиды
Основные Na2O MgO CuO 4 4 4 NaOH Mg(OH)2 Cu(OH)2 Основания		Амфотерные ZnO Al2O3 BeO 4 4 4 Zn(OH)2 Al(OH)3 Be(OH)2 Амфотерные гидроксиды		Кислотные SO3 N2O5 CrO3 4 4 4 H2SO4 HNO3 H2CrO4 Кислоты

Основные оксиды— это оксиды металлов, которым соот-ветствуют основания (гидроксиды). Обычно степень окисления металла равна+1, +2:

Na₂O MgO CuO

оксид натрия оксид магния оксид меди (II)

i i i

NaOH Mg(OH)₂ Cu(OH)₂

гидроксид натрия гидроксид магния гидроксид меди (II)

Кислотные оксиды (ангидриды кислот)- это оксиды, ко-торым соответствуют кислоты. Кислотными оксидами являются все оксиды неметаллов, а также оксиды металлов в высших сте-пенях окисления (+5, +6, +7):

CrO₃ N₂O₅ CI₂O₇

оксид хрома (VI) оксид азота (V) оксид хлора (VII)

хромовый ангидрид азотный ангидрид хлорный ангидрид

i i i

H₂CrO₄ HNO₃ HCIO4

хромовая кислота азотная кислота хлорная кислота

Физические свойства. Оксиды могут быть твердыми, жид-кими или газообразными. Например, Na2O, CuO, SiO₂, P2O₅— твердые вещества; N₂O₃, CI₂O₇- жидкие вещества; CO2, SO₂— газообразные вещества (газы).

Химические свойства основных оксидов. 1. Реакция с водой. Некоторые основные оксиды реагируют с водой и образуют ра­створимые в воде основания— щелочи. С водой реагируют оксиды следующих металлов: Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba:

16

17

I основной оксид + вода ® основание (щелочь) I

кр + н₂о ®—21^н

Основные оксиды друг® еталлов не реагируют с водой: CuO + H₂O -А (реакции нет)

2. Реакция с кислотами. Основные оксиды реагируют с кислотами и дают соль и воду:

| основной оксид + кислота ® соль + вода 1

CuO + 2HCI ® CuCI ₂ + H₂O

3. Реакция с кислотными оксидами. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и дают соли:

| основной оксид + кислотный оксид ® соль ]

K₂O + SO₃ ® K2SO4

Кислотному оксиду (ангидриду) SO₃ соответствует сер-ная кислота H₂SO₄, поэтому образуется соль серной кислоты (кис-лотный остаток SO₄²–).

Химические свойства кислотных оксидов. 1. Реакция с во- дой. Кислотные оксиды (ангидриды кислот) реагируют с водой и дают кислоты:

| кислотный оксид + вода ® кислота |

SO₂ + H₂O ® H₂SO₃

Некоторые кислотные оксиды не реагируют с водой,

например: SiO₂ + H₂O ® (_{реакцди нет})

2. Реакция с основаниями. Кислотные оксиды реагируют с основаниями и дают соль и воду:

кислотный оксид + основание ® соль + вода

CO₂ + Ba(OH)₂ ® BaCO₃Ї + H₂O

Кислотному оксиду CO₂ соответствует угольная кислота H₂CO₃ (кислотный остаток CO3²–), поэтому образуется соль уголь-ной кислоты.

18

3. Реакция с основными оксидами. Кислотные оксиды ре-агируют с основными оксидами и дают соли:

I кислотный оксид + основной оксид ® соль I

P₂O₅ + 3Na₂O ® 2Na₃PO₄

Кислотному оксиду P₂O₅ соответствует фосфорная кисло-та H₃PO₄ (кислотный остаток PO₄³), поэтому образуется соль фосфорной кислоты.

Основания

Основания— это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металла* и гидроксогрупп— OH

Общая формула оснований^ Ме⁺n(OH) ^–1 , где Me— металл. Число гидроксогрупп в молекуле основания численно

+ 1 + 2

равно степени окисления металла. Например, L i OH , M g ( O H ) ₂ , Al ( OH ) ₃

Классификация оснований

Все основания делят на две группы: растворимые и не-растворимые в воде.

Растворимые в воде основания- это щелочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Нерастворимые в воде основания— все остальные. На-пример, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Mg(OH)₂ (См. Прил. 3).

Свойства оснований

Физические свойства. Основания являются твердыми ве- ществами. Только одно основание- гидроксид аммония, NH₄OH- представляет собой раствор газа NH3 в воде: NH₃ + H₂ O j ► NH₄OH

Растворы щелочей— мыльные на опгупь.

Химические свойства. 1. Цвет индикаторов в щелочной среде. Индикаторы— это сложные органические вещества, которые имеют разный цвет в зависимости от характера среды.

исключением является одно основание— NH4OH- гидроксид аммония, в молекуле которого роль металла играет группа аммония NH₄+.

19

Растворы щелочей окрашивают индикаторы: лакмус— в синий, фенолфталеин— в малиновый, метилоранж— в желтый цвет.

Цвет индикаторов в различных средах

Индикатор	Цвет индикатора
	в растворе кислоты (кислая среда)	вводе (нейтральная среда)	в растворе щелочи (щелочная среда)
Лакмус Фенолфталеин Метилоранж	Красный Бесцветный Красный	Фиолетовый Бесцветный Желтый	Синий Малиновый Желтый

2. Реакция с кислотами. Основания реагируют с кисло- тами и дают соль и воду:

Mg(OH)₂ + 2HNO₃ -» Mg(NO₃)₂ + 2H₂0 Реакция основания с кислотой называется реакцией нейтрализации.

| основание + кислота -> соль + вода |

3. Реакция с кислотными оксидами. Основания реагируют с кислотными оксидами (ангидридами кислот) и дают соль и воду:

I основание + кислотный оксид -> соль + вода I

Ba(OH)₂ + SO₃ -> BaSO₄i + H₂O.

4. Реакция с солями. Щелочи реагируют с растворимыми солями и дают новую соль и новое основание. В результате реак- ции нужно получить осадок (нерастворимое в воде вещество):

[основание1 (щелочь) + сол_Ь1 -> основание2 + соль2"1

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ -> 2NaOH + BaSO₄i, 2KOH + CuSO₄ -> Cu(OH)₂i + K₂SO₄. Эту реакцию обычно используют для получения нераство-римых оснований.

основание

₄

5. Реакция разложения нерастворимых оснований. Не- растворимые основания при нагревании разлагаются и дают ос- новные оксиды и воду:

основной оксид + вода

Cu(OH)₂ ^t ° 2Fe(OH) ₃-^

t ° CuO

H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂O

Растворимые основания (щелочи) разлагаются только при очень высоких температурах.

Кислоты

Кислоты— это сложные вещества, молекулы которых со-стоят из атомов водорода и кислотных остатков; атомы водо-рода в кислоте можно замещать атомами металла.

Например,

Zn + H₂SO₄ -» ZnSO₄ + H₂t

Общая формула кислот

,

H_mA^m"

где AП– - кислотный остаток.' Классификация кислот

		Кислоты
Кислородсодержащие кислоты hno3, H2CO3, h2so4, H3PO4				Бескислородные кислоты HF, HCl, HBr, HI, H2S

Свойства кислот

Физические свойства. Кислоты представляют собой жид-кости, твердые вещества или растворы газов в воде. Например, HNO₃, H₂SO - жидкости, H₃PO - твердое вещество, HCI- ра-створ газа хлороводорода в воде. Кислоты имеют кислый вкус.

Химические свойства. 1. Цвет индикатора в кислой среде. Ра-створы кислот окрашивают лакмус и метилоранж в красный цвет.

2. Реакция с металлами. Кислоты могут реагировать с ме- таллами и давать соль и водород:

| кислота + металл -> соль + водород |

Металлы по их активности можно расположить в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжений метал-лов, или рядом активности (См. прил. 5).

Электрохимический ряд напряжений металлов Li Rb K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

Активность металлов уменьшается"

20

21

Металлы, которые стоят в ряду напряжений металлов до водорода, могут замещать водород в растворах кислот, металлы, которые стоят в этом ряду после водорода, не могут замещать

^ВМ—2HCI™n.MnCI₂ + H₂Т,

HCI + Cu —» (реакции нет) Запомните! При действии азотной кислоты HNO3 на ме-таллы водород не выделяется.

3. Реакция с основными оксидами. Кислоты реагируют с основными оксидами и дают соль и воду:

I кислота + основной оксид -> соль + вода 1

H₂S + CuO -> CuS + H₂O

4. Реакция с основаниями. Кислоты реагируют с основа- ниями, дают соль и воду. Реакция кислот с основаниями - реак- ция нейтрализации:

| кислота + основание -> соль + вода |

2HCI + Cа(OH)₂ -» CaCI₂ + 2H₂O.

5. Реакция с солями. Кислоты реагируют с солями и дают новую кислоту (или ее ангидрид) и новую соль:

| кислота₁ + солм -> кислота₂ + соль₂ |

H₂SO₄ + 2NaNO₂ -» Na₂SO₄ + 2HNO„ 2HCI + CaCO₃ 4 CaCI₂ + H₂CO₃ (CO₂ Т + H₂O). В реакции кислоты с солью сильная кислота вытесняет более слабую кислоту* К сильным кислотам относятся HCIO₄, H₂SO₄, HCI, HNO₃.

Реакция между кислотой и солью возможна также, если в результате реакции образуется нерастворимое вещество (оса-док) или газ (летучая кислота):

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ -> BaSO₄i + 2HNO₃,

+ hciT,

NaCI + H₂SO₄ -» NaHSO

сухая концентрированная соль кислота

6. Разложение кислот. Некоторые кислородсодержащие кис-лоты разлагаются при нагрев^tнии или при комнатной температуре:

h₂sio₃4 h₂o + sio₂

H₂SO₃ -» H₂O + SO₂T

*Сильные и слабые кислоты— это сильные и слабые электро-литы, сила которых может быть определена по величине степе-ни диссоциации (см. раздел 6.2.).

22

Амфотерные оксиды и амфотерные гидроксиды

Амфотерные оксиды— это оксиды, имеющие свойства и основных и кислотных оксидов.

Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.

Амфотерные гидроксиды также имеют двойственный ха-рактер, т.е. проявляют свойства и оснований, и кислот.

Амфотерные оксиды не реагируют с водой, амфотерные гидроксиды нерастворимы в воде.

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами (как основ-ные оксиды) и со щелочами (как кислотные оксиды). Амфотер-ные гидроксиды также реагируют с кислотами (как основания) и со щелочами (как кислоты):

®

ZnO + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂O,

Zn(NO₃)₂ + 2H₂O.

Zn(OH)₂ + 2HNO₃

Оксид цинка здесь реагирует как основной оксид, а гид-роксид цинка реагирует как основание.

ZnO + 2NaOH -> Na₂ZnO2 + H₂O, цинкат натрия Zn(OH)2 + Ва(OH)2 -» BaZnO2 + 2H₂O. цинкат бария Оксид цинка в этом случае реагирует как кислотный ок-сид, а гидроксид цинка реагирует как кислота.

Амфотерные оксиды и амфотерные гидроксиды

Амфотерный оксид	Амфотерный гидрооксид
	форма основания	форма кислоты*
BeO SnO ZnO PbO	Be(OH)2 Sn(OH)2 Zn(OH)2 Pb(OH)2	H2BeO2 H2SnO2 H2ZnO2 H2PbO2
Al2O3 Cr2O3	Al(OH)3 Cr(OH)3	HAlO2(H3AlO3) HCrO2(H3CrO3)
SnO2 PbO2	Sn(OH)4 Pb(OH)4	H2SnO3 H2PbO3

*Амфотерные гидроксиды принято записывать в форме основания.

23

Чтобы правильно написать уравнения реакций амфотер-ных оксидов и амфотерных гидроксидов со щелочами, можно формулу соответствующего амфотерного гидроксида написать в форме кислоты и найти ее кислотный остаток:

ZnO + 2KOH -> K2ZnO2 + H₂O _в— - «^ Zn(OH)₂

(H₂ZnO₂ - кислотный остаток ZnO₂²) Al(OH)₃ + NaOH -> NaAlO₂ + 2H₂O

(HAlO - кислотный остаток AlO₂^2–).

В растворе щелочи, как правило, образуются комплекс-ные соединения K₂[Zn(OH)₄] и Na[Al(OH)₄], Na₃[Al(OH)6], но для простоты записи уравнения используют форму K₂ZnO₂H NaAlO₂.

Соли, которые образуются в результате взаимодействия амфотерных оксидов и амфотерных гидроксидов со щелочами, обычно хорошо растворимы в воде.

Соли Классификация солей

По составу соли делятся на средние (нормальные), кис-лые (гидросоли) и основные (гидроксосоли). Например,

средние соли— NaCI, CaCO₃, Fe₂(SO₄)₃, Ba₃(PO₄) ₂;

кислые соли— NaHCO3, Ca(H₂PO₄)₂, Fe(HSO₄) ;

основные соли— MgOHNO3, (CuOH)2CO₃, (BaOH)₃PO₄,

Fe(OH)₂CI.

Существуют еще двойные, смешанные к комплексные cork.

Двойные соли— это соли, содержащие атомы двух метал-лов и общий кислотный остаток: KAl(SO₄)₂ • 12H₂O.

Смешанные соли - это соли, в молекуле которых атомы одного металла, но разные кислотные остатки. Например, CaOCI₂- соль, известная под названием белильная известь, яв-ляется смешанной солью двух кислот HCI и HCIO (CaCIOCI).

Комплексные соли будут рассмотрены в разделе 3.3.

Средние (нормальные) соли

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла, например: Zn + H₂SO₄ -» ZnSO₄ + H₂t Общая формула солей

Me A m n

Физические свойства. Соли— твердые вещества, которые имеют разную окраску и различную растворимость в воде.

Химические свойства. 1. Реакция с кислотами. Соли могут реагировать с кислотами и давать новую соль и новую кислоту: Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ -> 3CaSO₄ + 2H₃PO₄.

| соль1 + кислотам соль2 + кислота2 |

Условия реакции соли с кислотой мы рассматривали при изучении свойств кислот.

2. Реакция со щелочами. Растворимые соли реагируют со щелочами и дают новую соль и новое основание:

| сол_Ь1 + щелочь -> соль₂ + основание |

CuSO₄ + NaOH -> Na₂SO₄ + Cu(OH)₂i

3. Реакция с металлами. Соли реагируют с металлами и дают новую соль и свободный металл. Для реакции нужно взять раствор соли и металл более активный, чем металл, который образует соль (см. электрохимический ряд напряжений металлов на с. 21):

| сол_Ь1 + металл₁ -» соль₂ + металл₂ |

CuSO₄ + Fe -> FeSO₄ + Cu Ag + Cu(NO₃)₂ -А (реакции нет)

4. Реакция с солями. Две растворимые соли реагируют друг с другом и дают две новые соли. В результате этой реакции нужно получить осадок (нерастворимую в воде соль):

сол_Ь1 + соль₂ -> соль₃ + соль₄ Р Р Р Н

Средние соли— сложные вещества, молекулы которых со-стоят из атомов металла и кислотных остатков.

2Na₃PO₄ + 3CaCI₂ -> 6NaCI + Ca₃(PO₄)1 P P P H

24

25

Кислые соли (гидросоли)

Основные соли (гидроксосоли)

Кислые соли— это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металла и кислотных остатков, содержащих атомы водорода.

Кислые соли можно рассматривать как результат неполно-го замещения атомов водорода в кислоте атомами металла, на-пример NaHCO₃, Fe(HSO₄)₃, Ca(H₂PO₄)₂, K₂HPO ₄. Очевидно, что кислые соли можно получить только из многоосновных кислот. Одноосновные кислоты не могут образовывать кислых солей.

Получение кислых солей. Кислые соли можно получить следующими способами.

1. Реакция неполной нейтрализации кислоты основани-ем (избыток кислоты или недостаток основания):

H - OL

H - O^P = O

Ba < +2 H₂O

O\

H - O P = O

H - O^

H - O. H - O — P = O

Ba O — +—H >

H - O - P = O

H - O^

Основные соли— это сложные вещества, молекулы кото­рых состоят из атомов металла, гидроксогрупп и кислотных ос-татков. Атомы металла и гидроксогруппы образуют основные ос-татки. Поэтому можно сказать, что:

Основные соли— сложные вещества, молекулы которых состоят из основных и кислотных остатков.

Примеры основных остатков: CuOH⁺- гидроксомедь (II), FeOH²⁺- гидроксожелезо (III), Fe(OH)2⁺- дигидроксожелезо, AlOH²⁺- гидроксоалюминий.

Основные соли можно рассматривать как результат не-полного замещения гидроксогрупп основания кислотными ос-татками. Очевидно, что металлы со степенью окисления +1 не могут образовывать основные соли.

Получение основных солей. Основные соли можно полу-чить следующими способами.

1. Реакция неполной нейтрализации основания кислотой (избыток основания или недостаток кислоты):

O /O - N^:

> Fe— O - H

O \O - H

+2 H₂O

б) Ba(OH)₂ + H₃PO₄ -> BaHPO₄ + 2H₂O в графической форме:

Х^^Г^-Oч BСO + H — O P = O

a I O - HH - O

/

^ Ba - O —P = O H - O^

2. Реакция кислоты и средней (нормальной) соли той же

^{КИСЛОТЫ}: K^ + н^-2KHSO₄,

CaCO₃ + H₂CO₃% Ca(HCO₃)₂. Процесс превращения нерастворимой средней соли CaCO₃ в растворимую кислую соль Ca(HCO₃)₂ происходит в природе.

3. Реакция гидролиза некоторых солей. (Реакции гидро- лиза будут рассматриваться в разделе 6.3.).

a) Fe(OH)₃ + HNO₃ -> Fe(OH)₂NO₃ + H₂O графической форме:

Fe—O — H +1H - O - N

O - H ^Ш

б) Fe(OH)₃ + 2HNO₃ -> FeOH(NO₃)₂ + 2H₂O графической форме:

*O ^O

O - H H — O - N ^O /O - N^O

—->

Fe - O - N

O

O - H

O — H H l- O - N-

;0 + Н₂O

2H₂O

26

27

2. Реакция неполного обмена средней соли и щелочи:

2CuSO₄ + 2KOH -> (CuOH)₂SO₄ + K₂SO₄

3. Реакция гидролиза некоторых солей. (Реакции гидро- лиза будут рассматриваться в разделе 6.3.)

Взаимная связь средних, кислых и основных солей.

Из средних солей можно получить кислые и основные соли, но возможен и обратный процесс: получение средних со-лей из кислых и основных. Как осуществить эти превращения, показывает следующая схема:

				^ '
КИСЛЫЕ СОЛИ	+ тпелочь . кислота +	СРЕДНИЕ СОЛИ	+ тпетточт> кислота +	ОСНОВНЫЕ СОЛИ
Т

Например:

Ca(HSO₄)₂ ,^{+ Ca(OH)2} . CaSO₄ ,^{+ Ca(OH)2}, (CaOH)₂SO₄ H₂SO₄ + H₂SO₄ +

Здесь имеют место следующие реакции:

®

1. CaSO₄ + H₂SO₄ -» Ca(HSO₄)₂,

2. Ca(HSO) + Ca(OH) -> 2CaSO + 2HO,

(CaOH)₂SO₄,

3) CaSO₄ + Ca(OH)

4) (CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄ -» 2CaSO₄ + 2H₂O.

Кислые соли кроме атомов металла и кислотных остатков содержат атомы водорода. Кислые соли получают при избытке кислоты, значит, чтобы перейти от кислой соли к средней, для полной нейтрализации атомов водорода необходимо к кислой соли прибавить основание:

KHSO₄ + KOH -> K₂SO₄ + H₂O; Ba(H₂PO₄)₂ + 2Ba(OH)₂ ^ Ba₃(PO₄)₂ + 4H₂O.

Очевидно, чтобы перейти от основной соли, которая имеет в своем составе гидроксогруппы, к средней, нужно к ос-новной соли прибавить кислоту:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ -» 2CuSO₄ + 2H₂O, FeOHCI₂ + HCI-» FeCI₃ + H₂6,

Fe(OH)₂CI + 2HCI -> FeCI₃ + 2H₂O.

Как мы могли видеть на примере реакций получения раз-ных классов соединений из простых веществ, а также из соедине-ний, принадлежащих к одному классу неорганических соединений, можно получить соединения, относящиеся к другому классу. Таким образом, между классами неорганических веществ существует ге-нетическая связь, главные линии которой показаны на схеме:

Металл Неметалл

i i

основной оксид кислотный оксид

i i

основание кислота

соль