Задачи и упражнения / Авдеенко А.П. Сборник задач по неорганической химии

а) Горение и окисление простых веществ.

Рекомендуем самостоятельно привести по нескольку примеров получения оксидов различными способами.

Химические свойства оснóвных оксидов а) Взаимодействие с водой

С водой взаимодействуют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов по схеме:

ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + Н2О → ЩЕЛОЧЬ

(щелочного или щелочноземельного металла)

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

21

в) Взаимодействие с кислотами Реакция протекает по схеме:

ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТА→ СОЛЬ + Н2О

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

Химические свойства кислотных оксидов а) Взаимодействие с водой

С водой взаимодействует подавляющее большинство кислотных оксидов (не взаимодействует SiO2) с образованием кислородсодержащей кислоты:

КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + Н2О → КИСЛОТА

Примеры: SO3 + H2O H2SO4; P2O5 + 3H2O 2H3PO4; CrO3 + H2O H2CrO4.

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

б) Взаимодействие с оснóвными оксидами (см. свойства оснóвых оксидов).

в) Взаимодействие с основаниями Реакция протекает по схеме:

КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ → СОЛЬ + Н2О

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

Химические свойства амфотерных оксидов Амфотерность означает проявление двойственной природы в отношении

кслотно-оснóвных свойств. Таким образом, амфотерные оксиды должны проявлять как свойства оснóвных оксидов, так и свойства кислотных оксидов.

22

а) Взаимодействие с кислотными оксидами В данном случае амфотерный оксид ведет себя как оснóвный. Реакция

протекает по схеме:

АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД → СОЛЬ

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

б) Взаимодействие с кислотами В этом случае амфотерный оксид также ведет себя как оснóвный. Реакция

протекает по схеме:

АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + КИСЛОТА → СОЛЬ + Н2О

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

в) Взаимодействие с оснóвными оксидами В данном случае амфотерный оксид ведет себя как кислотный. Реакция

протекает по схеме:

АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНÓВНЫЙ ОКСИД → СОЛЬ

Примеры: ZnO + Na2O Na2ZnO2; BeO + CaO CaBeO2.

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

г) Взаимодействие с основаниями Амфотерный оксид ведет себя как кислотный:

АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ → СОЛЬ + Н2О

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить

23

общую схему.

Безразличные оксиды по отношению как к основным соединениям, так и к кислотным остаются инертными.

1.5.Основания. Краткие теоретические сведения

Соединения оксидов с водой называют гидроксидами. Гидроксиды обладают теми же кислотно-оснóвными свойствами, что и оксиды, из которых они произошли. Гидраты оснóвных оксидов проявляют оснóвные свойства, гидраты амфотерных – амфотерные, а гидраты кислотных – кислотные. Первые два вида гидратов образуют один класс соединений – оснований, а последний вид – кислот.

Основаниями называют гидраты оснóвных и амфотерных оксидов. В их состав входят одна или несколько гидроксильных групп.

Общая формула основания – Me(OH)n, где n – валентность металла. Кроме того, к основаниям относится гидроксид аммония NH4OH. Количество гидроксильных групп в основании определяет его кислотность

(основания бывают одно-, двух-, трехкислотными).

В основаниях водород с металлом связан через кислород. Примеры графических формул:

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров графических формул оснований.

Номенклатура оснований. Название основания состоит из слова гидроксид плюс название металла плюс в скобках римскими цифрами валентность элемента, например:

Fe(OH)2 – гидроксид железа (II); Fe(OH)3 – гидроксид железа (III); Al(OH)3 – гидроксид алюминия; NaOH – гидроксид натрия.

В последних двух случаях валентность элемента не ставится, т.к. элементы

24

проявляют постоянную валентность.

Классификация оснований. Основания подразделяются на щелочи, нерастворимые основания. В последней группе выделяются амфотерные основания.

Щелочи – это основания щелочных и щелочно-земельных металлов и NH4OH; все они растворимы в воде. Например: NaOH, KOH, Ca(OH)2.

Остальные основания – нерастворимые основания, например: Cu(OH)2, Fe(OH)2, Ni(OH)2, Cr(OH)2. Из нерастворимых оснований в отдельную группу выделяются амфотерные основания, которым соответствуют амфотерные окси-

ды, например: Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3.

Способы получения оснований

1)Щелочи получают действием воды на оксиды щелочных и щелочноземельных металлов по схеме:

ОСНÓВНЫЙ ОКСИД + Н2О → ЩЕЛОЧЬ

(щелочного или щелочноземельного металла)

Например: К2О + Н2О 2КОН; ВаО + Н2О Ва(ОН)2.

2)Щелочи получают также действием воды на щелочные и щелочноземельные металлы по схеме:

МЕТАЛЛ + Н2О → ЩЕЛОЧЬ + Н2

(щелочной или щелочно-земельный)

3)Еще одним важным способом получения щелочей является электролиз водных растворов солей, например:

4)Нерастворимые основания получают действием щелочей на соли по схеме:

СОЛЬ1 + ЩЕЛОЧЬ → НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕ + СОЛЬ2

25

Этим же способом могут быть получены и щелочи, но обязательным условием является образование нерастворимой соли:

СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬ1 → ЩЕЛОЧЬ2 + НЕРАСТВОРИМАЯ СОЛЬ

Например: Na2CO3 + Ca(OH)2 2NaOH + CaCO3 .

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров получения оснований различными способами и запомнить общие схемы.

Химические свойства а) Электролитическая диссоциация. Щелочи подвергаются электролитиче-

ской диссоциации с образованием аниона гидроксила, что обусловливает окраску индикаторов: фенолфталеина в малиновый цвет, лакмуса – в синий.

ЩЕЛОЧЬ → КАТИОН МЕТАЛЛА + АНИОНЫ ГИДРОКСИЛА

Например: LiOH Li+ + OH¯ ; Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH¯.

Рекомендуем самостоятельно привести несколько примеров и запомнить общую схему.

б) Взаимодействие с солями.

Щелочи взаимодействуют с солями с образованием нерастворимых оснований или нерастворимых солей:

СОЛЬ1 + ЩЕЛОЧЬ → НЕРАСТВОРИМОЕ ОСНОВАНИЕ + СОЛЬ2

СОЛЬ + ЩЕЛОЧЬ1 → ЩЕЛОЧЬ2 + НЕРАСТВОРИМАЯ СОЛЬ

(См. «Способы получения оснований»).

в) Взаимодействие с амфотерными оксидами:

АМФОТЕРНЫЙ ОКСИД + ОСНОВАНИЕ → СОЛЬ + Н2О

(См.подразд.1.4 «Химические свойства амфотерных оксидов»).

г) Все основания взаимодействуют с кислотами, с кислотными оксидами по схемам:

ОСНОВАНИЕ + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД → СОЛЬ + Н2О

ОСНОВАНИЕ + КИСЛОТА → СОЛЬ + Н2О

Примеры: Cu(OH)2 + SO3 CuSO4 + H2O; Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O.

Рекомендуем привести по нескольку примеров для обоих схем и запомнить общие схемы.

26

Частный случай реакции оснований с кислотами: щелочь + кислота называется реакцией нейтрализации.

д) Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются по схеме:

Рекомендуем привести самостоятельно несколько примеров и запомнить общую схему.

е) Амфотерные основания, кроме свойств, указанных для нерастворимых оснований, проявляют кислотные свойства: взаимодействуют с оснóвными оксидами и щелочами. Реакции протекают по следующим схемам:

АМФОТЕРНОЕ ОСНОВАНИЕ + ОСНÓВНЫЙ ОКСИД СОЛЬ + Н2О

АМФОТЕРНОЕ ОСНОВАНИЕ + ЩЕЛОЧЬ СОЛЬ + Н2О

Рекомендуем привести самостоятельно несколько примеров и запомнить общую схему.

1.6. Кислоты. Краткие теоретические сведения

Кислотами называются соединения, содержащие атомы водорода, способные давать катионы Н+ и замещаться атомами металлов или группами атомов (NH4+, ZnOH+, AlOH2+ и т.д.).

Общая формула кислоты – HnA, где n – валентность кислотного остатка А. По числу атомов водорода (n) определяется основность кислоты (кислоты

бывают одноосновными, двух-, трех- и четырехосновными). Рекомендуем привести примеры кислот разной основности.

В графических формулах атомы водорода, как и в основаниях, связаны с центральным атомом через кислород в кислородсодержащих кислотах, непосредственно с атомом – кислотным остатком в бескислородных кислотах,

27

HCN – циановодородная кислота.

В название кислородсодержащих кислот входит название центрального атома с окончанием «ая», если центральный атом имеет высшую валентность. Если центральный атом имеет низшую валентность, то добавляется суффикс «ист», например:

H2SO4 – серная кислота; H2SO3 – сернистая кислота; H2CO3 – угольная кислота; H3PO4 – фосфорная кислота; H3PO3 – фосфористая кислота; HVO3 – ванадиевая кислота.

Рекомендуется дать название следующим кислотам: HI, HF, HNO3, HNO2. HMnO4 и запомнить правила номенклатуры кислот.

Способы получения кислот

1)Кислородсодержащие кислоты получают действием воды на соответствующие кислотные оксиды (ангидриды)

КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + Н2О КИСЛОТА

(См. свойства кислотных оксидов).

28

2) Кислота (кислородсодержащая или бескислородная) получается реакцией обмена между ее солью и другой кислотой, если в результате реакции образуется летучая или малорастворимая или малодиссоциируемая кислота:

Рекомендуем самостоятельно привести по нескольку примеров получения кислот разными способами и запомнить общие схемы.

Химические свойства кислот а) Электролитическая диссоциация. Кислоты подвергаются электролити-

ческой диссоциации с образованием катиона Н+, что обусловливает окраску индикаторов: метилоранжа – в розовый цвет, лакмуса – в красный.

в) Взаимодействие с оснóвными и амфотерными оксидами:

(амфотерный и оснóвный)

(См. подраздел 1.4).

г) Взаимодействие с основаниями:

КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ СОЛЬ + H2О

(любое)

(См. подраздел 1.5).

д) Взаимодействие с солями:

КИСЛОТА1 + СОЛЬ1 КИСЛОТА2 + СОЛЬ2

(См. подраздел 1.6). Такая обменная реакция в водных растворах возможна, если в результате ее образуются осадки, летучие вещества или малодиссоциируемые вещества.

е) Разложение кислот. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании (H2SiO3, HNO3), а некоторые – при комнатной температуре.

H2CO3 H2O + CO2 ;

H3SO3 H2O + SO2 ;

Рекомендуем запомнить примеры разложения кислот.

30