Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы общей и неорганической химии. Учебное пособие
.pdf
Министерство науки и высшего образования Российской Федерации
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
Л. И. АФОНИНА, Ю. Е. СИНЕЛЬНИКОВА
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ
И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Утверждено Редакционно-издательским советом университета
в качестве учебного пособия
НОВОСИБИРСК
2023
1
УДК 54+546](075.8)
А946
Рецензенты:
д-р хим. наук, профессор Ю. М. Юхин
канд. хим. наук, доцент Т. П. Александрова
Работа подготовлена на кафедре химии и химической технологии
для студентов I курса, обучающихся по техническим направлениям
Афонина Л. И.
А946 Основы общей и неорганической химии : учебное пособие /
Л. И. Афонина, Ю
. Е. Синельникова. – Новосибирск : Изд-во
НГТУ, 2023. – 96 с.
ISBN 978-5-7782-5002-4
Пособие является частью учебно-методического комплекса по дисциплине «Неорганическая химия» и включает в себя теоретические
сведения по основным разделам курса: классы неорганических соединений, методы разделения и очистки веществ, общие закономерности
протекания химических реакций, растворы электролитов.
Разработано в соответствии с ФГОС ВО и рабочей программой по
дисциплине «Неорганическая химия». Предназначено
I курса, обучающихся по направлению «Химическая технология функциональных материалов».
для студентов
ISBN 978-5-7782-5002-4 © Афонина Л. И., Синельникова Ю. Е., 2023
© Новосибирский государственный
технический университет, 2023
УДК 54+546](075.8)
2
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение ................................................................................................................... 4
Глава 1. Основные классы неорганических соединений ...................................... 5
Глава 2. Методы разделения и очистки веществ ................................................ 17
Глава 3. Закон эквивалентов. Определение молярной массы
эквивалента элемента ............................................................................. 28
Глава 4. Тепловые эффекты химических реакций .............................................. 37
Глава 5. Химическая кинетика и равновесия ...................................................... 46
Глава 6. Приготовление растворов ....................................................................... 58
Глава 7. Растворы электролитов ........................................................................... 69
Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции ......................................... 83
Библиографический список .................................................................................. 93
Приложение ............................................................................................................ 94
3
ВВЕДЕНИЕ
Настоящая работа является составной частью учебно-методического комплекса по дисциплине «Неорганическая химия» и включает
в себя теоретические сведения по основным разделам курса: классы неорганических соединений, методы разделения и очистки веществ, общие закономерности протекания химических реакций, растворы электролитов, окислительно-восстановительные реакции.
Каждая глава содержит основные определения и формулы
димые для успешного усвоения материала и решения задач на практических занятиях, и экспериментальную часть. В конце главы представлены контрольные вопросы и задачи для самоконтроля усвоения знаний
студентами.
Учебное пособие дополнено экспериментальными работами, которые позволят не только углубить полученные теоретические знания, но
и приобрести практические навыки работы
в химической лаборатории.
, необхо-
4
Глава 1
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Неорганические соединения различают по составу (простые
и сложные) и функциональным признакам. По функциональным признакам все неорганические соединения можно разделить на классы:
оксиды, гидроксиды и соли. Каждый класс объединяет вещества,
сходные по составу и свойствам. Генетическая связь (основные химические свойства) между основными классами неорганических веществ приведена в табл. П
Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы и состоят из атомов одного элемента.
Оксидами называются сложные химические соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления –2. Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие (индифферентные) оксиды – это оксиды, которые не образуют
солей при взаимодействии с другими оксидами,
а также с кислотами или основаниями – это СО, SiO, N
Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли при
взаимодействии с другими оксидами, а также с кислотами или основаниями.
По кислотно-основным свойствам солеобразующие оксиды делятся
на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды – это оксиды, гидраты которых являются основаниями. Например, оксидам Na
NaOH, Ca(OH)
, Fe(OH)2. Все основные оксиды являются оксидами ме-
2
таллов.
1 (см. приложение).
O, NO.
2
O, CaO, FeO соответствуют основания
2
5
Кислотные оксиды (ангидриды) – это оксиды, гидраты которых
являются кислотами. Например, оксидам SO
кислоты H
, H3PO4, H2CO3. Большинство кислотных оксидов явля-
2SO4
, P2O5, CO2 соответствуют
3
ются оксидами неметаллов. Кислотными оксидами являются также оксиды некоторых металлов с высокой степенью окисления. Например,
оксидам CrO
, Mn2O7 соответствуют кислоты H2Cr2O7, HMnO4.
3
Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Эти оксиды образуют элементы, которые в Периодической системе элементов Менделеева расположены на диагонали Be – At или вблизи нее. Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, Al
, SnO, SnO2, PbO, PbO2.
2O3
Важнейшие химические свойства оксидов
1. Основные оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов
взаимодействуют с водой с образованием оснований (щелочей):
ВаО + Н
О Ва(ОН)2.
2
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кис-
лотами, образуя соли:
СаО + СО
СuО + 2НСl СuСl
СаСО3;
2
+ Н2О.
2
3. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, образуя кислоты:
SO
+ H2O H2SO3.
2
4. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами и образуют
соль и воду:
N
+ 2NaOH 2NaNO3 + H2O.
2O5
5. Амфотерные оксиды вступают в реакции солеобразования и с кис-
лотами, и с основаниями:
Cr
+ 6HCl 2CrCl3 + 3H2O;
2O3
+ 2NaOH 2NaCrO2 + H2O.
Cr
2O3
Гидроксиды – продукты соединения оксидов с водой. Они бывают
трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные
(амфолиты).
6
Основания – это сложные соединения, состоящие из катионов ме-
+
талла или аммония (NH
) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН.
4
С точки зрения теории электролитической диссоциации основания –
это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы:
NaOH Na
Кислотность основания определяется числом ионов OH
+
+ OH−.
–
, образую-
щихся при диссоциации. Многокислотные основания диссоциируют
ступенчато:
Mg(OH)
(MgOH)
↔ (MgOH)+ + OH−,
2
+
↔ Mg2+ + OH−.
По растворимости в воде различают:
а) основания, растворимые в воде, – щелочи. Это основания щелочных и щелочно-земельных металлов (LiOH, KOH, CsOH, Ca(OH)
Ba(OH)
Al(OH)
и др.);
2
б) основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)
.
3
, Fe(OH)3,
2
2
Амфолиты (амфотерные основания) – это гидроксиды, которые
проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся,
например, Cr(OH)
, Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3 и др.
3
Важнейшие химические свойства оснований
1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов:
лакмус – в синий;
фенолфталеин – в малиновый;
метилоранж – в желтый.
2. Щелочи реагируют с кислотами с образованием соли и воды (ре-
акция нейтрализации):
KОН + НСl KСl + Н
2
О.
3. Щелочи реагируют с растворимыми в воде солями, если в резуль-
тате реакции образуется осадок, газ или слабый электролит:
,
2KОН + СuSО
Са(ОН)
+ Na2CO3 CaCO3 + 2NaOH.
2
Сu(ОН)2 + K2SО4;
4
7
4. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:
2KОН + СО
K2СО3 + Н2О.
2
5. Амфотерные и нерастворимые в воде основания взаимодействуют
с сильными кислотами (HCl, HNO
Mg(OH)
+ 2HNO3 Mg(NO3)2 + 2Н2О;
2
Zn(OH)
+ 2HCl ZnCl2 + 2Н2О.
2
, H2SO4):
3
6. Амфотерные и нерастворимые в воде основания разлагаются при
термолизе, теряя воду:
t
Cu(OH)
Al(OH)
CuO + H2O;
2
t
Al
3
+ 3H2O.
2O3
7. Амфотерные основания, проявляя кислотные свойства, реаги-
руют со щелочами, образуя соли:
Al(OH)
Zn(OH)
+ NaOH Na[Al(OH)4];
3
+ 2KOH K2[Zn(OH)4].
2
Кислоты – это сложные химические соединения, состоящие
из ионов водорода, способных замещаться на металл, и анионов кислотных остатков. С точки зрения теории электролитической диссоциации
кислоты – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах
в качестве положительно заряженных частиц образуют только катионы
водорода Н
+
(точнее, ионы гидроксония Н3О+):
НСl Н
+
+ Сl−.
Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
Н
2СО3
HCO
Н+ +
Н+ +
3
Кислоты можно разделить на бескислородные (НСl, НСN, Н
и кислородсодержащие (Н
, HNO3, H3PO4).
2SO4
HCO
CO
;
3
2
.
3
S)
2
8
Важнейшие химические свойства кислот
1. Водные растворы кислот изменяют окраску индикаторов:
лакмус – в красный;
фенолфталеин – остается бесцветным;
метилоранж – в розовый.
2. Кислоты-неокислители взаимодействуют с металлами, стоя-
щими левее водорода в электрохимическом ряду напряжений металлов, образуя соль и водород. Водород не выделяется при взаимодействии с концентрированными азотной
и серной кислотами (кислоты-
окислители):
Fe + H
Zn + 2H
2SO4 (разб)
2SO4 (конц)
FeSO4 + H2;
ZnSO4 + SO2 + 2H2O.
3. Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами и ос-
нованиями:
H
+ Mg(OH)2 MgSO4 + 2H2O;
2SO4
+ CaO Ca(NO3)2 + H2O.
HNO
3
4. При взаимодействии кислот с солями могут образовываться новые соль и кислота:
2HCl + CaCO
H
+ BaCl2 BaSO4 + 2HCl.
2SO4
Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы
металлов (или ионы аммония NH
CaCl2 + H2O + CO2 ;
3
+
) и анионы кислотных остатков. Соли
4
делятся на средние, кислые и основные.
Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода
в кислоте на катион металла, например Na
, K2SO4, Ca3(PO4)2. Сред-
2CO3
ние соли образуют все кислоты: как одно-, так и многоосновные. Уравнения диссоциации средних солей можно записать так:
3
K
NH
3PO4
4
3K+ +
Cl NH
PO ;
+
+ Cl−.
4
4
Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов
водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только
9
многоосновные кислоты. Например, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, KHSO3. Диссоциацию кислой соли можно выразить уравнением
NaHCO
Na+ +
3
HCO .
3
Основные соли (гидроксосоли) – продукты неполного замещения
гидроксогрупп основания на кислотные остатки. Основные соли образуются только многокислотными основаниями, например (CuOH)
AlOH(NO
, FeOHCl. Диссоциация основной соли выражается уравне-
3)2
2CO3
нием
MgOHCl MgOH
+
+ Cl−.
Важнейшие химические свойства солей
1. Соли взаимодействуют с кислотами и щелочами (см. выше).
2. При взаимодействии двух растворимых в воде солей образуются
две новые соли, одна из которых должна выпадать в осадок:
,
Ba(NO
+ K2SO4 2KNO3 + BaSO4.
3)2
3. Реакция металла с солью менее активного металла приводит к об-
разованию соли и металла:
Fe + CuSO
FeSO4 + Cu.
4
Ионные уравнения реакций
Сущность обменных реакций, протекающих в растворах, отражают
ионные (ионно-молекулярные) уравнения реакций. Такие реакции в общем виде записываются в виде трех уравнений: а) молекулярного;
б) полного ионного; в) сокращенного ионного. Например, при взаимодействии карбоната натрия с соляной кислотой все три уравнения выглядят так:
а) молекулярное
Na
б) полное ионное
+
2Na
+
в) сокращенное ионное
+ 2HCl 2NaCl + H2O + CO2 ;
2CO3
2
CO
+ 2H+ + 2Cl− 2Na+ + 2Cl− + H2O + CO2 ;
3
2
2H
+
+
CO
H2O + CO2 .
3
10
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]