Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Пособие для подготовки к централизованному тестированию
.pdf
В. В. Болтромеюк
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ХИМИЯ
Пособие для подготовки
к централизованному тестированию
Минск
«Тетралит»
УДК 546(075.3/.4)
ББК 24.1я721
Б79
А в т о р
кандидат химических наук, доцент, зав. кафедрой общей
и биоорганической химии Гродненского государственного
медицинского университета В. В. Болтромеюк
Р е ц е н з е н т
кандидат химических наук, доцент кафедры биоорганической химии
Белорусского государственного медицинского университета
В. В. Пинчук
Болтромеюк, В. В.
Б79
Неорганическая химия : пособие для подготовки к централизованному тестированию / В. В. Болтромеюк. – Минск : Тетралит, 2019. – 288 с.
ISBN 978-985-7171-24-8.
Пособие предназначено для углубленного изучения школьного курса
химии и подготовки к централизованному тестированию. Может быть использовано при изучении химии в общеобразовательных школах, в специализированных классах лицеев и гимназий.
Для абитуриентов, школьников, учителей и репетиторов.
УДК 546(075.3/.4)
ББК 24.1я721
ISBN 978-985-7171-24-8
© Оформление. ЧИУП «Тетралит», 2018
© Болтромеюк В. В., 2013
В пособии изложены основные химические свойства неорганических соединений, входящих в «Программу по химии для поступающих в высшие учебные заведения Республики Беларусь».
Особое внимание уделяется классификации неорганических
соединений и общим химическим свойствам четырех важнейших
классов – оксидам, основаниям, кислотам и солям. В дальнейшем
на базе этого материала рассматриваются химические свойства
аналогичных индивидуальных соединений, образованных конкретными элементами, с учетом их специфических свойств. Кроме
того, дана как общая характеристика металлов и неметаллов, так
и характеристика важнейших групп этих элементов, а также рассмотрены свойства отдельных химических элементов и образуемых ими простых веществ.
При изложении материала автор старался не выходить за рамки курса средней школы.
Свойства элементов (значения валентности, степени окисления, формы и свойства их важнейших соединений) рассматриваются в тесной взаимосвязи с электронным строением атомов этих
элементов.
Описание химических реакций дается с учетом анализа их характера, условий и среды протекания. Для многих сложных многостадийных процессов наряду с суммарным уравнением предложен вероятный механизм их осуществления.
В пособии приведены основные методы получения (как в лабораторных, так и в промышленных условиях) рассматриваемых
соединений, а также важнейшие направления их применения.
Основная цель пособия – систематизировать и обобщить знания по неорганической химии в процессе подготовки к вступитель
ному экзамену.
Автор будет весьма признателен всем, кто в той или иной форме выскажет свои критические замечания и советы, которые помогут улучшить пособие.
-
Исторически сложившаяся по мере развития химии на протяжении нескольких последних столетий первичная классификация неорганических соединений является несовершенной, далеко не полной и выглядит следующим образом:
Простых веществ существует сравнительно немного (их с учетом аллотропных модификаций насчитывается около 400). Гораздо более многочисленную группу составляют сложные вещества,
среди которых выделяют четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты, соли.
Однако в данной классификации отсутствуют многочисленные сложные бинарные вещества, молекулы которых образованы
атомами двух элементов. К ним относятся, например, соединения
металлов с такими неметаллами, как водород, азот, углерод, фосфор, кремний (гидриды, нитриды, карбиды, фосфиды, силици-
ды), соединения неметаллов с другими неметаллами (NH3, CH4,
CS2, PCl5 и др.).
Мы не будем детально рассматривать свойства этих веществ
(за исключением NH
, H2O), так как они не входят в программу
3
по химии для средней школы, а опишем лишь соединения, представленные в нашей схеме.
2
2
O
+−x
x
R
Оксидами называются сложные вещества, молекулы которых
состоят из атомов двух элементов, причем одним из них обязательно является кислород в степени окисления –2. В связи c этим
общую формулу оксидов можно представить как
, где R – хи-
мический элемент, + х – его степень окисления.
Оксиды в первую очередь делятся на солеобразующие и не-
солеобразующие. Первые в ходе химических реакций с основаниями и кислотами способны образовывать соли, а вторые –
нет. Несолеобразующие оксиды называются безразличными
(или индифферентными). Примером таких оксидов могут служить
N2O, SiO, NO, CO и др.
Солеобразующие оксиды составляют большинство и делятся
в свою очередь на
кислотные, основные и амфотерные.
Оксиды, образованные неметаллами при обычных условиях,
могут быть твердыми (B2O3, SiO2, P2O3, P2O5, N2O5), жидкими (SO3,
N2O4, Cl2O7, Br2O), газообразными (CO2, SO2, N2O, Cl2O, NO) соединениями. Оксиды, образованные металлами, как правило,
являются твердыми веществами, хотя некоторые из них могут находиться и в жидком агрегатном состоянии (Mn2O7).
Оксиды имеют различную окраску. Например, Cl2O – желтокоричневого, СаО – белого, MnO2 – черного, Cr2O3 – темно-зеленого цвета.
Твердые оксиды могут иметь ионную (Na2O, CuO, CaO), молекулярную (N2O5, P2O5), атомную (SiO2) кристаллические решетки.
Кислотные оксиды, а также основные оксиды, в состав которых входят щелочные и щелочноземельные металлы, растворяются в Н
О с образованием новых химических соединений – гидра-
2
тов оксидов или гидроксидов. При этом гидроксиды, образованные
2
FeO
+
3
2 3
Fe O
+
4 2
2
CO
+ −
кислотными оксидами, называются кислотами, а гидроксиды, образованные основными оксидами, – основаниями.
Большинство основных оксидов, амфотерные оксиды, а также некоторые кислотные оксиды (SiO2) не растворяются в Н2О
и с ней не взаимодействуют. В этом случае соответствующие им
гидроксиды получают косвенным путем.
Газообразные несолеобразующие оксиды (СО, NO, N2O), растворяясь в Н2О, не вступают с ней в химическое взаимодействие.
Существуют два способа образования названий оксидов по
международной номенклатуре:
1) из слова оксид и названия элемента в родительном падеже;
2) из названия элемента в именительном падеже и слова ок-
сид.
Если элемент способен образовывать несколько видов оксидов,
то после названия элемента в скобках указывают римской цифрой
численное значение степени его окисления в оксиде. Например:
– оксид железа(II) или железо(II)-оксид;
– оксид железа(III) или железо(III)-оксид;
Al2O3 – оксид алюминия или алюминий-оксид;
– оксид углерода(IV) или углерод(IV)-оксид.
Многие оксиды имеют исторически сложившиеся тривиальные названия, которые до сих пор применяются на практике, например:
СО2 – углекислый газ; СО – угарный газ;
N2O – веселящий газ; СаО – негашеная известь;
Н2О – вода; SiO2 – кремнезем.
Кислотные оксиды можно рассматривать как продукты, образующиеся после отщепления молекул воды от соответствующих им кислот, поэтому их иногда называют ангидридами кислот
(«ан» – отнятие, «гидро» – вода). Например:
N2O5 – азотный ангидрид, или ангидрид азотной кислоты;
P2O5 – фосфорный ангидрид, или ангидрид фосфорной кислоты;
SO3 – серный ангидрид, или ангидрид серной кислоты.
6 7 5
3 2 7 2 5
Cr O , Mn O , V O
+ + +
t
=
4 3 5
2 2 2 3
2N O H O HNO HNO ;
+ + +
+ = +
4 3 5
2 2 2 3
2ClO H O HClO HClO ;
+ + +
+ = +
6 5 7
3 2 3 4
2ClO H O HCl O HClO .
+ + +
+ = +
Кислотные оксиды образованы атомами неметаллов в любой
положительной степени окисления или атомами металлов, находящихся в своей высшей степени окисления: от «+5» до «+7»
и др.). Кислотным оксидам соответствуют
кислоты, большинство из которых могут быть получены при взаимодействии этих оксидов с H2O:
SO3 + H2O = H2SO4;
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4;
N2O5 + H2O = 2HNO3;
H2O + CrO3 = H2CrO4;
Mn2O7 + H2O = 2HMnO4.
Существуют оксиды (например, SiO2), которые с H2O не реагируют. В этом случае соответствующую им кислоту получают косвенным путем:
SiO2 + Na2O
Na2SiO3;
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓.
Оксиды, в которых атомы неметалла находятся в неустойчи
вой, нехарактерной им промежуточной степени окисления, при
взаимодействии с H2O в результате реакции диспропорционирования могут образовать одновременно две кислоты:
.
Кислотные оксиды при нагревании реагируют с основными
оксидами с образованием солей соответствующих им кислот:
SO3 + Na2O = Na 2SO4;
P2O5 + 3MgO = Mg3 (PO4)2;
SiO2 + CaO = CaSiO3;
Na2O + CO2 = Na2CO3.
Кислотные оксиды взаимодействуют с гидроксидами металлов,
или основаниями, образуя соль и H2O. С твердыми (нераствори-
-
мыми) основаниями реакция идет при нагревании и, как правило,
→
t
→
t
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
t
=
в два этапа:
а) основание
б) оксид металла + кислотный оксид
оксид металла + H2O;
соль.
Например:
3Cu(OH)2 + P2O5
(суммарное уравнение)
a) 3Cu(OH)2
б) 3CuO + P
Mg(OH)2 + SO3
(суммарное уравнение)
а) Mg(OH)2
б) MgO + SO
Cu3(PO4)2 + 3H2O:
3CuO + 3H2O;
Cu3(PO4)2.
2O5
MgSO4 + H2O:
MgO + H2O;
MgSO4.
3
С растворами щелочей кислотные оксиды реагируют уже при
нормальных условиях также в несколько этапов, но по другому механизму:
а) кислотный оксид + H2O → кислота;
б) кислота + щелочь → соль + H2O.
Если образуется многоосновная кислота, то со щелочью она будет реагировать ступенчато: вначале с образованием кислой соли,
а затем – средней. Например:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 ↓ + H2O:
(суммарное уравнение)
а) CO2 + H2O = H2CO3;
б) 2H
в) Ca(HCO
+ Ca(OH)2 =Ca(HCO3)
2CO3
+ Са (ОН)2 = 2CaCO3 + 2H2O.
3)2
+ 2H2O;
2
При этом в зависимости от молярного соотношения исходных веществ может получаться только кислая соль, смесь средней и кислой
солей (если щелочь взять в недостатке) или только средняя соль.
Основные оксиды образованы металлами. К ним относятся
все оксиды, в которых металлы проявляют степень окисления +1
(Na2O, K2O, Cu2O, Ag2O), большинство оксидов, в которых металлы проявляют степень окисления +2 (CaO, BaO, FeO, CuO, NiO),
некоторые оксиды, где металлы проявляют степень окисления +3
(Sc2O3, Bi2O3).
10
Основным оксидам соответствуют гидроксиды, которые называются основаниями.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуют растворимые гидроксиды при непосредственном взаимодействии с Н2О:
Na2O + H2O = 2NaOH;
BaO + H2O =Ba(OH)2.
Оксиды, образованные другими металлами, с H2O не реагируют, а соответствующие им нерастворимые основания получают
косвенным путем:
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O;
FeSO4 + 2KOH = Fe(OH)2↓ + K2SO4.
Основные оксиды при нагревании реагируют с кислотными
оксидами (уравнения реакций см. с. 8).
Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и H2O:
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O;
Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O;
MgO + 2HBr = MgBr2 + H2O.
Данные реакции являются гетерогеннми и протекают на поверхности твердого оксида, поэтому получившаяся соль должна быть
растворима в жидкой фазе, так как в противном случае реакции
могут не пройти до конца из-за образовавшегося на поверхности
оксида плотного осадка нерастворимой соли, затрудняющего доступ кислоты к оксиду металла (рис. 1).
Рис. 1. Образование пленки из нерастворимой соли на поверхности оксида
при его взаимодействии с кислотой
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов с разбавленными растворами кислот могут реагировать в две стадии:
а) оксид металла + H2O → щелочь;
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]