Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

Химия

.pdf
Скачиваний:
17
Добавлен:
12.04.2015
Размер:
273.29 Кб
Скачать

Федеральное агентство по образованию

УДК 546(075.8)

Томский государственный архитектурно-строительный

 

 

университет

Классы неорганических соединений. Методические указа-

 

ния к самостоятельной работе. Сост. Т.М. Южакова, Н.П. Гор-

 

ленко. Томск: Изд-во Томского государственного архитектур-

 

но-строительного университета, 2006, – 16 с.

 

Рецензент кхн Т.С. Шепеленко.

 

Редактор Т.С. Володина

 

Методические указания к самостоятельной работе по дис-

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

циплине «Общая химия» для студентов очной и заочной форм

обучения общеобразовательного факультета.

 

Печатается по решению методического семинара кафедры

 

химии №

от

 

Утверждены и введены в действие проректором по учеб-

Методические указания

ной работе В.С. Плевковым.

 

 

для самостоятельной работы

 

с 01.09.06

Составители Т.М. Южакова

 

__________

 

 

Н.П. Горленко

 

до 01.09.09

 

Изд. Лиц № 021253 от 31.10.97. Подписано в печать.

 

Формат 60х90/16.Бумага офсет. Гарнитура Таймс, печать офсет.

 

Уч. изд. л.

Тираж

экз.

Заказ №

 

Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2

Томск -2006

Отпечатана с оригинал-макета в ООП ТГАСУ

634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ СВЕДЕНИЯ

Воснове описания свойств любого химического элемента,

атакже форм и свойств его соединений лежит периодическая система Д.И. Менделеева. В настоящее время ее рассматривают как классификацию атомов по строению их электронных оболочек. И химические свойства элементов зависят главным образом от электронов, которые образуют внешнюю сферу.

По химическим свойствам элементы делятся на металлические, неметаллические, амфотерные и инертные (благородные газы). Деление это не является абсолютным, а лишь выражает основные тенденции данного вида атомов.

Элементы, на внешнем электронном слое которых имеется от одного до четырех электронов, называются металлическими. При химических превращениях атомы этих элементов отдают электроны и превращаются в элементарные положительные ионы, являясь восстановителями.

Восстановительная функция их может быть выражена схемой:

Меo – ne Меn+

Неметаллами называются элементы, на внешнем электронном слое которых находится 4–8 электронов. Атомы этих элементов более склонны к приобретению электронов. Окисли-

тельная функция их выражается схемой: Ro + ne Rn-

Следует отметить, что неметаллическим элементам свойственна также восстановительная функция, хотя она выражена в меньшей степени, чем окислительная. Взаимодействие атомов сопровождается перераспределением электронной плотности и приводит к образованию новых веществ с присущим им строением и химическими свойствами. Состав образующихся химических соединений отображается химическими формулами, которые составляются с учетом степеней окисления элементов.

Степени окисления элементов. Состав формул и образо-

вание названий химических соединений основано на знании и правильном использовании степеней окисления (синонимы: валентность, окислительное число). Степень окисления атома относится к основным понятиям химии и введена для характеристики состояния атома в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значения, которые выражают

арабскими цифрами со знаком (+) или (–) и ставят над символом элемента. Например: К2+1, О -2 , О2о.

Отрицательное значение степени окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов. Положительной степенью окисления характеризуются атомы, отдающие свои электроны другим атомам. И, наконец, нулевое значение степени окисления имеют атомы и молекулы простых веществ, например, водорода, хлора, азота, так как в этом случае связующее электронное облако принадлежит обоим атомам.

Степень окисления элементов определяют исходя из того, что алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона. При этом необходимо помнить, что водород в соединениях имеет степень окисления (+1), а кислород (–2). Исключение составляют гидриды металлов NaH, CaH2 и перекиси H2O2, BaO2, в которых водород имеет степень окисления (-1). В качестве примера определим степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Обозначив степень окисления серы через (х) и умножив известные нам степени окисления водорода (+1) и кислорода (-2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1)×2 + х + (-2)×4 = 0. Отсюда х = (+6). Найдем степень окисления хрома в ионе Cr2O7 –2. Сумма всех степеней окисления атомов в ионе должна быть равна заряду иона. Тогда: 2х +(-2)×7 = -2. Отсюда: х = (+6).

Степени окисления элементов можно определить с помощью таблицы Д.И. Менделеева. У элементов (I-III) групп положительная степень окисления, соответствующая номеру группы. Для элементов (IY-YI) степень окисления равна разности между числом 8 и номером группы. Имеются еще промежуточные степени окисления, равные разности между номером группы и числом 2. Для элементов (IY-YI) групп они соответственно равны (+2, +3, +4). Элемент Y группы – висмут встречается исключительно в степени окисления (+3).

Угалогенов существуют все степени окисления от (+7) до (–1), различающиеся на две единицы, т.е. (+7, +5, +3, +1, –1). В группе галогенов выделяется фтор, который имеет степень окисления только (–1).

Унекоторых элементов побочных подгрупп устойчивые степени окисления следует просто запомнить. К таким элемен-

там относятся Cr (+6,+3); Mn (+7,+6,+4,+2); Fe (+3,+2); Cu (+2,+1); Ag (+1); Au (+3,+1); Hg (+2,+1).

Зная степень окисления элементов, составляют формулы бинарных соединений. Например, составить формулу оксида хлора, если он имеет степень окисления (+7), а кислорода (–2). Находим наименьшее кратное чисел 2 и 7. Оно равно 14. Делим 14 на 7, получаем число атомов хлора, равное двум. Число атомов кислорода находим путем деления 14 на 2 (степень окисле-

ния кислорода). Оно равно 7. Формула оксида Cl2O7 .

При составлении более сложных формул следует иметь ввиду, что сумма положительных степеней окисления всегда должна быть равна сумме отрицательных степеней окисления. Например, составить формулу хромовой кислоты, зная, что хром имеет положительную степень окисления, равную (+6).

Запишем состав кислоты и укажем степень окисления элементов: H+1Cr+6O-2. Чтобы молекула была электронейтральной, наименьшая сумма отрицательных степеней окисления кислорода должна быть равна: (-2)×4=(-8). Следовательно, следует взять четыре атома кислорода и два атома водорода: H2CrO4.

1.1. Классы неорганических соединений

Химия занимается превращением химических веществ, поэтому для нее очень важна классификация химических соединений. Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами.

Все химические вещества делят на две группы: простые и сложные. Простые состоят из атомов одного элемента (Cl2, O2 , Br2 и др.). В состав сложных входят два или более элемента (H2CrO4, HCl, HNO3). Важнейшим классом неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли, классификация которых приведена в таблице 1.

1.1.1. Оксиды

Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. По химическим свойствам они делятся на несолеобразующие и солеобразуюшие. К несолеобразующим относятся такие, которые при обычных условиях в химических реакциях солей не образуют (например, NO, N2O, CO, H2O2 и др.). Солеобразующими называются такие, которые взаимодействуют с кислотами или основаниями, образуя соли.

Они, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные. Характер оксида зависит от степени окисления элемента. Если степень окисления 1,2 – оксид основного харак

тера, 3,4 – амфотерного, 4-7 – кислотного. Исключение состав-

ляют оксиды Zn+2, Be+2, Sn+2, Pb+2-.

Основные оксиды. Основными оксидами называются такие оксиды, гидратные соединения которых (соединения с водой) относятся к классу оснований.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Таблица 1

Классификация неорганических соединений

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ОКСИДЫ – ЭхOу

 

 

 

 

 

Солеобразующие

 

 

Основные

 

 

Амфотерные

 

 

Кислотные

 

 

 

 

 

 

 

 

Э2О (Э - Li, Na,

 

ЭО (Э - Be, Zn, Sn,

Э2О (Э-Cl);

K, Rb, Cs, Fr);

 

Pb);

 

 

 

 

 

 

Э2О3 (Э-N, As);

ЭО (Э - Mg, Ca,

 

Э2О3 (Э - Al,

Cr);

 

ЭО2 (Э - S, Se,С, Si);

Ba,Cu, Ni, Hg(II),

 

ЭО2 (Э - Ge, Pb);

 

Э2О5 (Э - N, P, As, I,

Cd, Sr)

 

Э2О5 (Э – Sb)

 

 

 

 

Br)

 

 

 

 

 

Несолеобразующие

 

 

 

 

 

 

 

 

 

CO, NO, N2O, NO2, SiO2, SO2

 

 

 

ГИДРОКСИДЫ – Э(ОН)х

 

 

Основные

 

 

 

 

 

 

Амфотерные

 

 

 

 

 

 

ЭОН (Э - Li, Na, K) - щелочи;

 

Э(ОН)2 (Э - Be, Zn, Pb);

Э(ОН)2 (Э - Mg, Ca, Ba, Cu, Ni)

 

Э(ОН)3 (Э - Al, Cr)

 

 

КИСЛОТЫ – Н

хЭхОz, НЭх

 

 

Кислородсодержащие

 

 

 

 

Бескислородные

 

 

 

 

 

НЭО ( Э Cl); НЭО2 (Э - N, As);

 

НЭ (Э - Cl, F, Br, I, CN);

Н2ЭО3 (Э-C, Se);

НЭО3 (Э - N, P, I );

 

Н2Э (Э - S, Se)

Н3ЭО4 (Э-P,As); Н2ЭО4 (Э - S,Sr,Cr);

 

 

 

 

 

НЭО3 (Э - Cl, Mn)

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

СОЛИ

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Основные

 

 

Средние

 

Кислые

(гидроксосоли)

 

(нормальные)

 

(гидросоли)

 

 

 

 

 

 

 

FeOH(NO3)3;

 

 

 

Na2SiO3;

 

NaHCO3;

AlOHSO4

 

 

Ca(NO3)2

 

MgH2PO4

Некоторые основные оксиды образуют основания непосредственно при взаимодействии с водой. Например:

К2О + Н2О 2КОН СаО + Н2О Са(ОН) 2 Другие с водой не взаимодействуют и соответствующие

им гидроксиды получают косвенным путем: NiSO4 + 2NaOH Ni(OH) 2 + Na2SO4

Основные оксиды образуют только типичные металлы и неметаллы с переменной степенью окисления в низшей степени окисления.

Кислотные оксиды. Кислотными оксидами называются такие оксиды, гидратные соединения которых относятся к классу кислот. Они образуются неметаллами и переходными металлами в высших степенях окисления. Например, CO2, P2O7, SO3, Mn2O7 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты Н2CO3, Н3PO4, Н2SO4, НMnO4. Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например:

CO2 + Н2О Н2CO3..

Некоторые кислотные оксиды с водой не взаимодействуют, однако сами они могут быть получены из соответствующих кислот. Например:

H2SO3 SO2 + Н2О

Поэтому кислотные оксиды называют еще ангидридами соответствующих кислот. Слово «ангидрид» обозначает безводный, лишенный воды. Так SO2 – ангидрид сернистой кислоты

(H2SO3).

Для установления формулы ангидрида можно идти двумя путями.

1. Отнятием воды от молекулы кислоты. Например, надо определить формулу ангидрида серной кислоты H2SO4. Чтобы отнять молекулу воды, нужно взять одну молекулу кислоты:

H2SO4 Н2О + SO3

SO3 – ангидрид серной кислоты.

2. Формулу ангидрида составляют по степени окисления элемента, образующего кислоту. Например, определить ангидрид азотистой кислоты (HNO2). Степень окисления азота в этом соединении равна (+3). H+1NхO-22 . 1 + х +2(-2) = 0. х = +3.

Формула азотистого ангидрида N2O3

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой, т.е. в зависимости от условий они могут проявлять как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся оксиды некоторых металлов: ZnO, Al2O2, Cr2O3. С кислотами они взаимодействуют как основные оксиды: ZnO + 2HCl ZnCl2 + Н2О. С основаниями – как кислотные: ZnO + 2NaOH + Н2О Na2

[Zn(OH) 4].

Получение оксидов

1. Оксиды могут быть получены непосредственным соединением простого вещества с кислородом (при различных условиях). Например: S+O2 SO2 ; 4К+ O2 2O.

2. Горениием или окислением сложных веществ: 2H2S +

3O2 2SO2 + 2Н2О.

соединений при

нагрева-

3. Разложением гидратных

нии (реакция дегидратации: Cu(OH)2 CuO + H2O.

 

4. Разложением солей: CaCO3

CaO + CO2 .

свойства

Химические свойства. Важнейшие химические

 

 

 

 

 

оксидов обусловливаются их отношением к кислотам и основаниям.

1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соли:

MgO + Н2SO4 MgSO4 + H2O

2, Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, также образуя соль и воду:

SO3 + 2NaOH Na2SO4 + H2O

3, Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей:

СаО + СО2 СаСО3

Номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей окислительной электроотрицательностью с окончанием «ид» и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу же после названия. Например: Cr2O3 – оксид хрома (III), Na2О – оксид натрия, FeO – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III), Р2О5 – оксид фосфора (Y), Р2О3 – оксид фосфора (III).

1.1.2. Гидроксиды

Соответствующие оксидам гидратные соединения по своим своим химическим свойствам могут быть также кислотными, основными и амфотерными.

Гидроксиды основного характера относятся к классу оснований, гидроксиды кислотного характера являются кислородсодержащими кислотами, а амфотерные гидроксиды характеризуются двойственностью свойств.

1.1.3. Кислоты

Кислотами называются вещества, которые в растворах или расплавах диссоциируют с образованием катионов водорода и других положительных катионов не образуют. В водных растворах ион водорода представляет собой ион гидроксония Н3О+, дополнительно гидратированный молекулами воды. Тем не ме-

нее для упрощения записи уравнений пишется не Н3О+, а ион Н+. Например:

HNO3 Н+ + NO3 - .

Молекулы кислот состоят из водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка. В зависимости от состава и свойств их классифицируют на органические и неорганические, кислородные и бескислородные, одно - и многоосновные.

По наличию кислорода в своем составе неорганические кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Бескислородные кислоты в молекулах не содержат кислород, например, H2S.

Кислородсодержащие кислоты, кроме водорода и элемента, образующего кислоту, содержат также кислород, например,

H2SO3 .

В зависимости от числа атомов водорода, способных замещаться металлом, кислоты делятся на одно и многоосновные. Так кислота HNO3 – одноосновная, H2SO3 – двухосновная, Н3РО4 – трехосновная.

Кислотным остатком называется атом или группа атомов в молекуле кислоты (за исключением атомов водорода, замещенного металлом), которые при химических реакциях сохраняются как единое целое. Степень окисления кислотного остатка всегда отрицательна и определяется числом атомов водорода, замещенных на металл.

Номенклатура кислот. Несмотря на то, что водород входит в состав всех кислот, название «водородная кислота» используется только для бескислородных кислот. Названия бескислородных кислот производят от названия неметалла, образующего кислоту с добавлением окончания «водородная» и соединительного суффикса –о-:

HF – фтороводородная кислота. HCl – хлороводородная кислота. HI – йодоводородная кислота. H2S – сероводородная кислот.

Названия кислородных кислот производят от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень

окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

HClO4

хлорная кислота

HNO3

азотная

HСlO3

хлорноватая

HNO2

азотистая

HСlO2

хлористая

H2SO4 серная

HClO

хлорноватистая

H2SO3

сернистая

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс “мета”, при наибольшем числе – префикс «орто». Например: HРO3 – метафосфорная кислота, HВO3 – метаборная кислота, H3РO4 – ортофосфорная кислота, H3ВO3 – ортоборная кислота. Существуют кислоты, содержащих два центральных атома при нечетном количестве атомов кислорода: H2S2O7 – двусерная, H4Р2O7 – двуфосфорная.

Указанная номенклатура кислот не строга. Наряду с приведенными суффиксами и приставками употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеет исторически сложившиеся названия, например, соляная кислота (НСl).

Получение кислот.

1. Бескислородные кислоты получают путем соединения водорода с неметаллами с последующим растворением водородного соединения в воде: Н2 + Cl2 2HCl; H2 + S H2S.

2. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

SO3 + H2O H2SO4, CO2 + H2O H2CO3.

3. Если кислотные оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:

Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3.

В большинстве случаев эти реакции подчиняются законам химического равновесия и происходят в тех случаях, когда одно

из образующихся веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного или нерастворимого вещества.

Химические свойства кислот. Химические свойства ки-

слот можно подразделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона водорода, и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окисли- тельно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до атомов водорода, а с другой стороны, взаимодействовать с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений относят реакции кислот с металлами и процессы, протекающие на катоде при электролизе

водных растворов кислот, при которых выделяется водород: 2Н + 2е 2Н0 Н2.

Растворимые кислоты реагируют с металлами при обычной температуре или при нагревании. Состав образующихся продуктов зависит от характера кислоты. Кислоты неокислители (HCl, разбавленная H2SO4) реагирует только с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с образованием соли и газообразного водорода:

Ca + 2HCl CaCl2 + H2. Ca0 + 2H+ Ca2+ + H2.

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2. Zn0 + 2H+ Zn2+ + H2.

При взаимодействии с металлами кислот окислителей (HNO3 любой концентрации, концентрированная H2SO4) образуется соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от природы металла и температуры. Например:

Hg + 2H2SO4 (конц) HgSO4 + SO2 + 2H2O. 4Ca + 5H2SO4 4CaSO4 +H2S + 4H2O.

Pb + 8HNO3 (разб) 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Ккислотно-основному типу относятся реакции:

1.С основаниями (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl NaCl + H2O. H+ + OH+ H2O.

2. С основными оксидами:

2HNO3 + MgO Mg(NO3)2 + H2O. 2H+ + MgO Mg2+ + H2O.

3. С солями. Непременным условием этого взаимодействия являются: растворимость исходных веществ; один из продуктов должен выделяться в виде газа, выпадать в осадок или образовывать слабодиссоциированное вещество.

Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2↑. CO32- + 2H+ H2O + CO2.

Ba(NO3)2 + H2SO4 Ba(SO4)2 + 2HNO3. Ba2+ + SO42- BaSO4.

1.1.4. Основания

Основаниями называются вещества, молекулы которых в растворах или расплавах образуют отрицательно заряженные ионы гидроксида (ОН-) и других отрицательных ионов не образуют.

Молекула основания состоит из одного атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп, число которых зависит от валентности металла. Общая формула оснований –

Ме(ОН)х . Например: NaОН Na+ + ОН-.

Са(ОН)2 Са 2+ + 2ОН-.

Номенклатура оснований. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaОН – гидроксид натрия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько

оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), Fe(OH)2 – гидроксид железа (II). Помимо этих названий, для некоторых, наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Так гидроксид натрия называют едкий натр, гидроксид кальция – гашеная известь.

Получение оснований.

1. Растворимые в воде основания получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2К + 2H2O

2 КОН + H2↑.

К2О + H2O

2 КОН.

2. Малорастворимые основания получают косвенным путем, а именно, действием щелочей на водные растворы соответствующих солей:

FeSO4 + 2NaОН Fe(OH)2 + Na2SO4.

MnCl2 + 2NaОН Mn(OH)2 + 2NaCl.

Свойства оснований. Все основания – твердые вещества за исключением гидроксида аммония NH4OH. По растворимости в воде они делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 .

Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикатора: красного лакмуса в синий цвет, бесцветного фенолфталеина в малиновый. Щелочи NaOH и KOH устойчивы при нагревании. Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Например:

Cu(OH)2 CuO + H2O. 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O.

При взаимодействии оснований с кислотами в эквивалентных количествах образуются соль и вода (реакция нейтрализации):

Cа(OH)2 + 2HCl CaCl2 + 2H2O.

2KOH + H2SO4 K2SO4 + 2H2O.

Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

2NaOН + CO2 Na2CO3 + H2O.

Ca(OН)2 + CO2 CaCO3 + H2O.

Для щелочей также характерны реакции взаимодействия с растворами различных солей:

FeCl3 +3KOH 3KCl + Fe(OH)3.

Амфотерные гидроксиды. Некоторые нерастворимые в воде гидроксиды металлов с кислотами реагируют как основания, а с растворами щелочей как кислоты, т.е. являются амфотерными (амфотерность – значит двойственность).

Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем виде как Ме(ОН)х, то диссоциацию растворенной части его

можно представить схемой:

 

 

Ме+n + хОН- Ме(ОН)х

 

хН+ + МеОх n-

По типу

 

по типу

основания

 

кислоты

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида все эти ионы находятся в состоянии равновесия. В зависимости от условий (реакции среды) равновесие может быть смещено в ту

или другую сторону. Так для амфотерного гидроксида цинка: Zn 2+ + 2OH- Zn(OH)2 2H+ + ZnO2 2-.

В кислой среде равновесие смещается влево, и он ведет себя как основание, а в щелочной среде – вправо и он ведет себя как кислота.

Zn(OH)2

+ 2HCl

ZnCl2 + 2H2O.

Zn(OH)2

+ 2NaОН

Na2ZnO2 + 2H2O.

Амфотерные гидроксиды обычно получают взаимодействием соответствующей растворимой соли с эквивалентным количеством щелочи, избегая избытка последней:

CrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl.

1.1.5. Соли

Соли – это вещества, молекулы которых состоят из основного и кислотного остатка. Их можно рассматривать как продукты частичного или полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксидных групп в основании на кислотные остатки.

Различают средние, кислые и основные соли.

Средние или нормальные соли – продукты полного заме-

щения атомов водорода в кислотах на металл или гидроксидных групп в основаниях на кислотный остаток, например:

Cu(OH) 2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O. CuCl2 – средняя соль, хлорид меди (II).

Атомы водорода в кислоте могут быть замещены также группой атомов, играющих роль катиона, например аммоний-

ной группой:

HCl + NH4+ NH4Cl + Н+; H2SO4 + 2NH4+ (NH4)2 SO4 + 2Н+.

Если атомы водорода в многоосновной кислоте замещены двумя различными металлами, то такую соль называют двойной:

NaKCO3 – карбонат натрия, калия;

KAl(SO4)2 – сульфат калия, алюминия (алюмокалиевые квасцы).

Получают двойные соли путем соединения двух средних солей одной и той же кислоты:

К2SO4 + Cr2(SO4)3 2КCr(SO4)2.

Иногда металл в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками. Такие соли называют смешанными. Смешанной солью является белильная известь – кальциевая соль соляной кислоты HCl и хлорноватистой HClO кислот: Cl-Ca-OСl или CaOCl2..

Двойные соли при диссоциации образуют катионы двух металлов и анионы кислотного остатка одной кислоты:

КCr(SO4)2 К+ + Сr3+ + 2SO42- .

Кислые соли – продукты неполного замещения водорода в молекулах кислот атомами металлов. Их получают при взаимодействии кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:

H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O.

Ясно, что кислая соль может быть образована только многоосновной кислотой, одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Действуя на кислую соль достаточным количеством соответствующего основания, ее можно перевести в среднюю:

NaHSO4 + NaOH Na2SO4 + H2O.

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксидных групп в основаниях на кислотные остатки. Они получаются в тех случаях, когда при взаимодействии кислоты с основаниями количество взятой кислоты недостаточно для образования средней соли:

Fe(OH)3 + H2SO4 Fe(OH) SO4 + 2H2O.

Основная соль может быть образована только металлами, валентность которых выше единицы, т.е. образующими многокислотные основания.

Основные соли могут быть переведены в средние действием той кислоты, кислотный остаток которой входит в состав соли:

Zn(OH)Cl + HCl ZnCl2 + H2O.

Номенклатура солей. Наиболее распространена международная номенклатура, которая построена на следующих принципах.

Наименование солей бескислородных кислот слагается из сочетания латинского или греческого названия элемента, образующего кислоту с окончанием «ид» и названия металла: NaCl – хлорид натрия, AgBr – бромид серебра, CaS – сульфид кальция.

Для солей, образованных металлами с переменной степенью окисления, последняя указывается в скобках: FeCl3 – хлорид железа (III), FeCl2 – хлорид железа (II).

Названия солей кислородных кислот образуются от латинского названия кислотного остатка и названия металла, а латинское название кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом в случае максимальной степени окисления кислотообразующего элемента употребляется окончание «ат», а в случае низшей степени – «ит». Например, соли азотной и серной кислот называются нитратами и сульфатами, а азотистой и сернистой соответственно нитритами и сульфитами: NaNO3 – нитрат натрия, NaNO2 - нитрит натрия.

Названия кислых солей составляются добавлением приставки «гидро«, что указывают на наличие незамещенных атомов водорода. Если таких атомов несколько, их число обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.). Например, КНРО4 – гидрофосфат калия, КН2РО4 – дигидрофосфат калия.

Наименование основных солей выводят из средних, применяя приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксидных групп. Если число гидроксидных групп в молекуле соли больше единицы, то их количество также указывается числительнми (ди, три и т.д.). Так, Cr(OH)2NO3 – дигидроксонитрат хрома, CrOH(NO3)2 – гидроксонитрат хрома.

На практике иногда используют старинные технические названия солей. Соли азотной кислоты и металлов натрия, калия, кальция называют селитрами. Соли серной кислоты, содержащие кристаллизационную воду (CuSO4×5H2O; FeSO4×7H2O; Na2SO4×10H2O), – купоросами; Na2CO3 – содой; K2CO3 – поташом.

В таблице 2 приводятся названия некоторых важнейших кислот и солей.

Составление формул солей. Выше было указано, что мо-

лекулы солей состоят из основных и кислотных остатков, свя-

занных друг с другом в строго определенных для каждого вещества отношениях. Как основные, так и кислотные остатки имеют определенную степень окисления, величина которой устанавливается совершенно так же, как и для отдельных атомов.

 

 

 

 

Таблица 2

Названия некоторых важнейших кислот и солей

 

 

 

 

 

 

Кислота

Кислотный остаток

 

 

 

 

 

Формула

 

Название

Формула

Название

 

 

 

 

 

HNO3

 

Азотная

NO3-

Нитрат

HNO2

 

Азотистая

NO2-

Нитрит

H2SO4

 

Серная

SO42-

Сульфат

H2SO3

 

Сернистая

SO 32-

Сульфит

H2CO3

 

Угольная

CO32-

Карбонат

H2SiO3

 

Кремниевая

SiO32-

Силикат

H3PO4

 

Ортофосфорная

PO43-

Фосфат

CH3COOH

 

Уксусная

CH3COO-

Ацетат

HСlO

 

Хлорноватистая

ClO-

Хлорит

HClO3

 

Хлорноватая

ClO3-

Хлорат

HСlO4

 

Хлорная

ClO4-

Перхлорат

HCl

 

Хлороводородная

Cl-

Хлорид

HF

 

Фтороводородная

F=

Фторид

HI

 

Йодоводородная

I=

Йодид

HBr

 

Бромоводородная

Br=

Бромид

HCN

 

Циановодородная

CN=

Цианид

HCNS

 

Родановодородная

CNS=

Роданид

H2S

 

Сероводородная

S2-

Сульфид

H2СrO4

 

Хромовая

CrO42-

Хромат

H2Сr2O7

 

Дихромовая

Cr2O72-

Дихромат

НMnO4

 

Марганцевая

MnO4-

Перманганат

Н3ASO4

 

Мышьяковая

AsO43-

Арсенат

H3BO3

 

Борная

BO33-

Бораты

Тут вы можете оставить комментарий к выбранному абзацу или сообщить об ошибке.

Оставленные комментарии видны всем.