Контрольні питання та завдання

1. Що таке окисно-відновна реакція? Обґрунтуйте, в якій з наведених речовин: NH₃, N₂H₄, N₂, NH₂OH, ступінь окиснення нітрогену чисельно співпадає з валентністю атома нітрогену.

2. Перечисліть ступені окиснення, які проявляють оксиген і гідроген у сполуках та у вільному стані. Наведіть приклади.

3. Поясніть, як використовуючи електронну конфігурацію атома визначити:

- вищий ступінь окиснення металу і неметалу;

- нижчий негативний ступінь окиснення неметалу.

4. Що таке окисник і відновник; процес окиснення і процес відновлення? Як змінюються під час окисно-відновного процесу ступінь окиснення відновника та окисника?

5. Складіть окисно – відновні реакції:

K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → ;

KMnO₄ + Na₂SO₃ + KOH → ;

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → ;

K₂Cr₂O₇ + HCl → ; PbO₂ + HCl → ;

KCrO₂ + Br₂ + KOH → .

6. Наведіть приклади речовин, які є:

- виключно окисниками;

- тільки відновниками.

Серед наведених сполук сульфуру та нітрогену визначте ті, які можуть виявляти окисно-відновну двоїстість під час хімічної взаємодії: NH₃, K₂SO₃, HNO₃, NO, H₂S, KNO₂, H₂SO₄.

7. Методом іонно-електронного балансу розставте коефіцієнти в окисно-відновних реакціях:

а) KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O → MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄;

б) C + HNO₃ → CO₂ + NO₂ + H₂O;

в) K₂Cr₂O₇ + HBr → Br₂ + KBr + CrBr₃ + H₂O;

г) Cl₂ + KOH → KClO₃ + KCl + H₂O;

д) KNO₂ + KI + H₂SO₄ → NO + I₂ + K₂SO₄ + H₂O.

Визначте значення ∆G⁰ для цих реакцій.

8. В чому полягає метод електронного балансу?

Лабораторна робота № 9. Вивчення методів добування неорганічних сполук різних класів та їх властивостей

Мета роботи: Вивчення методів добування неорганічних сполук різних класів та їх властивостей.

Матеріали і обладнання: мідна пластинка, малахіт, 20 % сульфатна кислота, 10 % розчин їдкого натру, негашене вапно, розчин фенолфталеїну, розчин солей феруму(III) і нікелю(II), розчин солей цинк сульфату і алюміній сульфату, кристалічний натрій ацетат, розчин солі купрум(II) сульфату, штатив з пробірками, сухий спирт, тигельні щипці, тримач для пробірок.

Теоретичний мінімум.

Речовини поділяються на прості і складні. Прості речовини складаються з атомів одного хімічного елементу, а складні – з атомів різних елементів. Складні речовини називаються хімічними сполуками. 

Прості речовини поділяються на метали і неметали. До неметалів відносяться речовини, утворені атомами двадцяти двох хімічних елементів: Гідрогену, благородних газів, галогенів, Оксигену, Сульфуру, Селену, Телуру, Нітрогену, Фосфору, Арсену, Карбону, Силіцію, Бору. Усі інші хімічні елементи і їх прості речовини – метали.

Метали в хімічних реакціях тільки віддають електрони, тобто є відновниками, тому в сполуках їх атоми мають тільки позитивні ступені окиснення. Неметали в реакціях можуть приймати і віддавати електрони, тобто поводитися і як окисники, і як відновники, тому ступені окиснення неметалів в сполуках можуть бути як негативними, так і позитивними. 

Складны речовини (хімічні сполуки) дуже численні і різноманітні за складом і властивостям. Вивчення речовин полегшує їх класифікація, оскільки, знаючи особливості класу сполук, можна охарактеризувати властивості їхніх окремих представників.

Основними класами неорганічних – сполук є оксиди, гідроксиди (основи і кислоти) і солі. 

Оксидами називаються бінарні сполуки хімічних елементів з киснем, в яких ступінь окиснення Оксигену дорівнює –2. 

Такі бінарні сполуки елементів з оксигеном, як Рb₃О₄, Мn₃О₄, Fе₃О₄, U₃О₈ тощо, до класу оксидів не належать.

За своїми фізичними властивостями оксиди дуже різноманітні. За звичайних умов більшість з них тверді речовини, деякі газопо­дібні або рідкі. Густина, температури плавлення та кипіння оксидів змінюються в досить широких межах.

За хімічним характером оксиди поділяються на солетворні і несолетворні.

До несолетворних належать СО, SіО, NО тощо.

Соле­творні оксиди поділяються на основні, кислотні та амфотерні. Основними називаються оксиди металів, гідроксиди яких є осно­вами. Приклади основних оксидів: Nа₂О, СаО, Аg₂О, Сu₂О, FеО, Ві₂О₃, NіО, СоО тощо. Кислотними є такі оксиди, яким відповідають кислоти. До кислотних оксидів належать оксиди неметалів та оксиди металів із ступенем окислення металу +5, +6 та +7. Приклади кислотних оксидів: В₂О₃, NО₂, N₂О₅, V₂О₅, СrО₃, Мn₂О₇ тощо. Амфотерними називаються оксиди, яким відповідають амфо­терні гідроксиди. Залежно від умов реакції амфотерні оксиди ви­являють властивості як основних, так і кислотних оксидів. Прикла­ди амфотерних оксидів: ВеО, СuО, Аl₂О₃, ТіО₂, SnО, Сr₂О₃, Fе₂О₃, РbО, РbО₂ тощо. В таблиці 9.1 наведені дані про хімічний характер оксидів залежно від ступеня окислення елемента, а також формули відповідних їм кислот та гідроксидів.

Таблиця. 9.1 - Хімічний характер оксидів та відповідні їм форми кислот та гідроксидів

Ступінь Окисленя елемента	Форму-ла оксиду	Формула кислоти, гідроксиду	Хімічний характер оксидів
			Основний	Амфотерний	Кислотний
1	Е2О	Е(ОН)	Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr, Сu*, Аg*, Аu*, Тl, Нg*	___	Сl, Вr
2	ЕО	Е(ОН)2	Мg, Са, Sr, Ва, Rа, Сd, Нg*, Еu, Sm, Yb, V, Сr, Мn, Rе, Fе, Со, Nі	Ве, Zn, Сu, Gе, Sn, Рb, Рt, Рd	___
3	Е2О3	Е (ОН)3 ЕО(ОН)	Y, Lа, Ас, Тl, Се, Gd, Yb, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Ві, V, Мn, Rе	Аu, Аl, Gа, Іn, Sс, Sb, Сr, Fе, Nі, Со, Іr, Rh	В, N, Р, Аs
4	ЕО2	Е(ОН)4 ЕО(ОН)2	Тh, U, Рu, Аm, Сm, Nр	Се, Gе, Sn, Рb, Ті, Zr, Нf, V, Мn, Rе, Рt	С, Sі, S, Sе, Те
5	Е2О5	Е(ОН)5 ЕО(ОН)3 ЕО2(ОН)	Ра, Nр, Рu	Nb, Та	N, Р, V, Аs, Sb
6	ЕО3	ЕО2(ОН)2	___	U, Nр, Рu, Аm	S, Sе, Те, Сr, Мо, W, Мn*, Rе, Fе*, Хе
7	Е2О7	ЕО3(ОН)	___	___	Сl, І, Мn, Rе
8	ЕО4	ЕО3(ОН)2	___	___	Оs, Ru, Хе

* Елементи, для яких кислоти і гідроксиди у вільному стані не добуто. Хімічний характер оксидів залежить від положення елемента в періодичній системі. Зміну властивостей оксидів можна спостері­гати в межах груп та періодів. Так, наприклад, елементи другого періоду утворюють вищі оксиди, властивості яких закономірно змі­нюються від основного Lі₂О через амфотерний ВеО до кислотних В₂О₃, СО₂, N₂О₅. Елементи третього періоду також утворюють основні оксиди Nа₂О, МgО, амфотерний Аl₂О₃ і кислотні SіО₂, Р₂О₅, SО₃, Сl₂О₇. При переході до великих періодів зміна хімічного характеру в оксидів спостерігається в межах рядів: четвертий ряд – К₂О, СаО (основні оксиди), Sс₂О₃, ТіО₂ (амфотерні), V₂О₅, СrО₃, Мn₂О₇ (кислотні); п'ятий ряд – Сu₂О (основний), ZnО, Gа₂О₃, GеО₂ (амфотерні), Аs₂О₅, SеО₃ (кислотні).

Зміну в характері утворених оксидів можна спостерігати для одного й того самого елемента, якщо він утворює кілька оксидів. Так, хром утворює оксиди: СrО – основний, Сr₂О₃ – амфотерний, СrО₃ – кислотний. Із збільшенням атомної маси елемента в межах підгруп зроста­ють основні властивості відповідних оксидів. Таку закономірність можна спостерігати в головній і побічній підгрупах II групи: ВеО – амфотерний, МgО, СаО, SrО, ВаО, RаО – основні, ZnО – амфотерний, СdО, НgО – основні, в головній підгрупі III групи: В₂О₃ – кислотний, Аl₂О₃, Gа₂О₃, Іn₂О₃ – амфотерні та Тl₂О₃ – основний оксиди. В головній підгрупі IV групи вуглець та кремній утворюють кислотні оксиди СО₂ і SіО₂, а решта елемен-тів – амфотерні. Поси­лення основних властивостей оксидів із вбільшенням атомної маси елемента спостерігається і в інших підгрупах. Номенклатура оксидів. Назви оксидів складаються із назви елемента в називному відмінку та слова оксид. Якщо елемент утво­рює декілька оксидів, то ступінь окислення елемента зазначається в дужках римською цифрою. Вживається також номенклатура, в якій підкреслюється кількість атомів кисню, що припадає на один атом іншого елемента. При цьому на перше місце ставлять назву відповідного елемента у називному відмінку, на друге – слово оксид з відповідним числівниковим префіксом (моно-, ди-, три-, тетра- тощо). Наприклад:

N₂О – нітроген(І) оксид; NО – нітроген(ІІ) оксид, або нітроген моноксид;

N₂О₃ – нітроген(ІІІ) оксид; NО₂ – нітроген(ІV) оксид, або нітроген диоксид; N₂О₅ – нітроген(V) оксид; СrО₃ – хром(VI) оксид, або хром триоксид;

Сl₂О₇ – хлор(VII) оксид;

ОsО₄ – осмій(VIII) оксид, або осмій тетраоксид.

Гідроксидами є сполуки солетворних оксидів з водою. За типом і продуктами електролітичної дисоціації у водних розчинах і за хімічними властивостями гідроксиди поділяються на основи (NaOH, КOH, Mg(OH)₂, Ba(OH)₂, Fe(OH)₃ та ін.), кислоти (H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₃, H₃РO₄, HСlO₄ та ін.) і амфотерні гідроксиди, або амфоліти (Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Sn(OH)₄, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Mn(OH)₄ та ін.).

Cолі є продуктами заміщення атомів Гідрогену в кислоті на метал або гідроксид-аніонів в основах на кислотний залишок. Згідно з теорією електролітичної дисоціації, солями називаються речовини, під час дисоціації яких утворюються катіони металів (а також NH4⁺ – катіон амонію) і аніони кислотних залишків. Солі поділяють на нормальні, або середні (Na₂SO₄, K₂S, Na₂SiO₃ та ін.), кислі, або гідросолі (NaHCO₃, KHSO₄, NaHS та ін.), основні, або гідроксосолі (ZnOHCl, (CuOH)₂CO₃, AlOH(NO₃)₂ і т. д.), подвійні (KNaCO₃, KAl(SO₄)₂ та ін.), змішані (СаСlOCl, або СаOСl₂, Sr(HS)Cl та ін.) і оксосолі (SbOCl, BiONO₃, TiOCl₂ та ін.). 

Номенклатура солей. Назви середніх солей утворюються з двох слів: назви металу у називному відмінку та назви аніона кислоти, наприклад: СаSО₄ – кальцій сульфат; КСlО₃ – калій хлорат.

Якщо метал виявляє різні ступені окислення і утворює кілька середніх солей, то в їхніх назвах ступінь окислення металу зазна­чається римською цифрою в дужках, наприклад: СrSО₄ – хром(II) сульфат

Назви подвійних солей утворюються так само, як і назви середніх солей: KNaCO₃ – калій натрій карбонат.

Назви кислих солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префікса гідроген- (гідро), який підкреслює наявність іонів гідрогену в їх складі. Якщо молекула солі містить не один, а кілька іонів гідрогену, то до її назви додають числівники ди-, три; тетра-, що вказують кіль­кість цих іонів, наприклад: NaHS – натрій гідросульфід, NаН₂РО₄ – натрій дигідрогенортофосфат (дигідроортофосфат).

Назви основних солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префіксів гідроксо- або оксо- Наприклад: Аl(ОН)Сl₂ – алюміній гідроксохлорид, Аl(ОН)₂Сl – алюміній дигідроксохлорид, Мg₂ОСl₂ – магній оксохлорид.

Кислоти. Кислотами називаються сполуки, що містять іони гідрогену (водню), які здатні заміщуватись на метал (або металоподібну групу атомів) і утворювати при цьому солі. До складу кислот входять іон (або декілька іонів) гідрогену та кислотний залишок. Кількість іонів водню в молекулі кислоти, здатних заміщуватися на метал або металоподібну групу атомів з утворенням солей, визна­чає її основність. Розрізняють кислоти одноосновні (НNО₃, НСl, НСlО), двохосновні (Н₂SО₄, Н₂S, Н₂СО₃), триосновні (Н₃РО₄), чотириосновні (Н₄Р₂О₇, Н₄SіО₄), п'ятиосновні (Н₅ІО₆), шестиосновні (Н₆ТеО₆).

В деяких кислотах кількість атомів водню не відпові­дає їх основності: Н₃РО₃ – двохосновна, Н₃РО₂– одноосновна кислота.

Група атомів, що залишається після відщеплення від молекули кислоти іонів водню, називається кислотним залишком. Так, НSО₄^–, SО₄^2– відповідно одновалентний і двовалентний залишки сір­чаної кислоти.

За хімічним складом розрізняють безкисневі, звичайні кисне­вмісні, полі-, тіо-, пероксокислоти.

До безкисневих кислот нале­жать НСl, НВr, НІ, Н₂S, Н₂Sе, НСN, Н_SСN тощо. Звичайні кисневмісні кислоти є гідратами кислотних оксидів. Деякі кислоти (Н₃РО₂, НВrО₃ тощо) не мають відповідних кислот­них оксидів.

Відомо багато кисневмісних кислот, молекули яких містять не один, а кілька кислотних залишків. Такі кислоти називають полікислотами.

Тіокислоти можна розглядати як похідні звичайних кисневміс­них кислот, в яких один або кілька атомів оксигену заміщені на атом Сульфуру - (Н₂SО₄ → Н₂S₂О₃). Пероксокислоти в своєму складі містять пероксогрупу –О–О– (одну або декілька), їх можна розглядати як похідні звичайних кисневмісних кислот, в яких оксиген заміщений на аніон кислоти Н₂О₂.

Кислоти Н₂SО₅, Н₂S₂О₈ є продуктами заміщення одного атома оксигену в кислотах Н₂SО₄ та Н₂S₂О₇ на аніон.

Номенклатура кислот. Назви кисневмісних кислот утворюють з назв кислотоутворюючого елемента та слова кислота. При цьому назва кислоти, в якій елемент виявляє вищий ступінь окислення, має закінчення -на, -ієва(ева), -ова. Із зниженням ступеня окислення кислотоутворюючого елемента закінчення кислот змінюються в та­кій послідовності: -нувата, -иста, -нуватиста. Якщо елемент утворює дві кислоти, то назва з нижчим ступенем окислення еле­мента має закінчення -иста. Назви кислот можна утворювати також з назв відповідних аніонів.

Наприклад: НNО₂ – азотиста (нітритна) кислота;

НNО₃ – азотна (нітратна);

Н₂SО₃ – сірчиста (сульфітна);

Н₂SО₄ – сірчана (сульфатна);

НСlО – хлорнуватиста (гіпохлоритна);

НСlО₂ – хлориста (хлоритна);

НСlО₃ – хлорнувата (хлоратна);

НСlО₄ – хлорна (перхлоратна Безкисневі кислоти називають елементоводневими:

НВr – бромоводнева, Н2S – сірководнева, НІ – йодоводнева кислота.

Існують сполуки, які не відносяться до основних класів речовин : гідриди, карбіди, нітриди, сульфокислоти і сульфосолі, комплексні сполуки та ін.