Методичк Рязановой

2. Кислотный оксид с основанием (взаимодействие противоположностей): CO2 + 2NaOH = Nа2CО3 + H2O

соль (вещество более сложного класса)

3. Кислотный оксид с водой

SO3 + H2O = H2SO4

Основания

Основания – это сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильных групп ОН−.

Основания – это электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксидионов ОН−.

Химические свойства оснований

В свойствах оснований ярко проявляется связь между свойствами элементов и свойствами сложных соединений.

Так, основание, образованное очень активным металлом (щелочным или щелочноземельным), является сильной щелочью, растворимой в воде. Основания, образованные менее активными металлами, являются слабыми и в воде не растворяются.

Сильные основания: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др. Слабые основания: Cu(OH)2 ↓, Zn(OH)2 ↓, Fe(OH)3 ↓ и др.

Взаимодействуют:

1. Основание с кислотой (взаимодействие противоположностей):

2NaOH + H2SO4 = Nа2SО4 + H2O

соль (вещество более сложного класса)

2. Основание с кислотным оксидом (взаимодействие противоположностей):

2NaOH + CO2 = Nа2CО3 + H2O

соль (вещество более сложного класса)

3. Основание с солью

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

Реакция идет, так как образуется слабое, труднорастворимое основание – в соответствии с правилом Бертло − Михайленко, по которому равновесие реакции смещено в сторону образования труднорастворимых веществ (осадков), легколетучих веществ (газов) или слабых электролитов (плохо диссоциирующих веществ).

Сильное основание реагирует с растворимой солью малоактивного металла.

Свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды обладают двойственными свойствами – свойствами оснований и свойствами кислот одновременно. Поэтому они растворяются в щелочах и кислотах. В свойствах амфотерных гидроксидов закон единства и борьбы противопо-

79

ложностей проявляется наиболее ярко. Если сильные основания – щелочи – обладают только основными свойствами, а сильные кислоты – только кислотными свойствами, то в свойствах амфотерных гидроксидов сочетаются и основные, и кислотные, то есть противоположные свойства. И основные и кислотные свойства у амфотерных оснований слабо выражены. К амфотерным относятся слабые основания. Амфотерные гидроксиды при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода, и гидроксидионы ОН−:

2Н+ + ZnO 22 − → Zn(OH)2 → Zn2+ + 2OH−,

H2ZnO2

или, еще более точно:

Zn(OH)2 (осадок)

Н3О+ + [Zn(OH)3]− ← Zn(OH)2 + 2H2O → ZnOH+ + OH−

Амфотерные гидроксиды образуются переходными металлами различных групп периодической системы (см. таблицу).

Амфотерные элементы и соответствующие им амфотерные гидроксиды

VI группа

Cr (III)

Cr(OH)3 H3CrO3

H2O HCrO2

80

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами, проявляя свойства оснований:

амф.

а) Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

осн. кисл. амф.

б) Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

осн. кисл.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют со щелочами, проявляя свойства кислот: а) в расплаве:

амф.

Zn(OH)2 + 2NaOH = H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

кисл. осн.

б) в расплаве:

амф.

Al(OH)3 + NaOH = H3AlO3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

кисл. осн.

H2O HAlO2

Внастоящее время растворение амфотерных гидроксидов в растворах щелочей рассматривают обычно как процесс образования гидроксокомплексов:

Врастворе:

Zn(OH)2 +2NaOH = Na2[Zn(OH)4] Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

Такой подход не меняет сделанных ранее выводов о том, что диссоциация амфотерного гидроксида в кислой среде идет преимущественно по основному типу, а в щелочной среде – по кислотному типу.

Получение оснований

1. Сильные основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, можно получить прямым путем, взаимодействием основного оксида с водой:

СаО + Н2О = Са(ОН)2

2. Слабые основания получают косвенным путем, взаимодействием соли со щело-

чью:

CuSO4 + 2 NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4.

Кислоты

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из водорода и кислотного остатка.

Кислоты – это электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н+.

Химические свойства кислот

Взаимодействуют:

1. Кислота с основанием (взаимодействие противоположностей):

HCl + NaOH = NaCl + H2O

соль (вещество более сложного класса)

81

2. Кислота с основным оксидом (взаимодействие противоположностей):

H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O

соль (вещество более сложного класса)

3. Кислота с солью (продуктом реакции должна быть труднорастворимая соль):

HCl + AgNO3 = AgCl ↓ + HNO3

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl

4. Кислоты взаимодействуют с металлами.

4.1. Достаточно активные металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот.

Ряд напряжений металлов:

Примеры:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ↑

Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2↑

разб.

Металлы, расположенные в ряду активности после водорода, водород из кислот не выделяют:

Cu + HCl ≠ (реакция не идет)

разб.

Hg + H2SO4 ≠ (реакция не идет)

разб.

4.2. Кислоты, обладающие окислительными свойствами, реагируют с металлами без выделения водорода.

Окислительными свойствами обладают концентрированная серная кислота H2SO4 и азотная кислота HNO3, как разбавленная, так и концентрированная:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + H2O

конц.

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

разб.

Сu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

конц.

Концентрированные кислоты-окислители Н2SO4 и НNO3 пассивируют такие металлы, как Al, Cr, Fe, за счет образования на их поверхности оксидной пленки:

При пассивировании образуются оксиды трехвалентных металлов: Al2O3, Cr2O3, Fe2O3.

82

Соли

Соли – это сложные вещества, состоящие из металла и кислотного остатка.

Соли – это электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Химические свойства солей

Соли образуются при взаимодействии противоположных по свойствам веществ как результат их нейтрализации. Поэтому для химических свойств солей характерна возможность взаимодействия и с основаниями, и с кислотами, и с солями. Менее активный металл вытесняется из соли более активным металлом.

Взаимодействуют: 1. Соль с кислотой:

AgNO3 + HCl = AgCl ↓ + HNO3

(в соответствии с правилом Бертло − Михайленко продуктом реакции должно быть труднорастворимое соединение).

2. Соль с основанием:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl

(в соответствии с правилом Бертло − Михайленко). 3. Соль с солью:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl

(в соответствии с правилом Бертло − Михайленко).

4. Соль с металлом (в соответствии с рядом напряжений металлов)

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

более

активный

металл

Получение солей

При перечислении способов получения солей следует основываться на следующих принципах:

I. Для получения солей использовать свойства всех классов соединений: простых веществ, основных оксидов, кислотных оксидов, оснований, кислот, солей.

II. Последовательно переходить от более простого к более сложному, то есть, начиная со свойств самых простых веществ, доходить до применения свойств самых сложных соединений – солей.

III. При использовании различных реакций в первую очередь применять реакции взаимодействия веществ с противоположными свойствами.

Применение указанных принципов сделает перечисление способов получения солей логичным, а не случайным. Это облегчит усвоение этого сложного для запоминания вопроса.

Используем противоположные свойства самых простых веществ – металлов, отдающих электроны, и неметаллов, присоединяющих электроны.

1. Взаимодействие металла с неметаллом:

2Na + Cl2 = 2NaCl

83

Используем свойства основных оксидов, взаимодействующих с противоположными по свойствам кислотными оксидами и кислотами.

2. Взаимодействие основного оксида с кислотным оксидом:

CaO + CO2 = CaCO3

3. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Используем свойства кислотных оксидов, взаимодействующих с противоположными по свойствам основаниями.

4. Взаимодействие кислотного оксида с основанием:

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O

Используем свойства оснований.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

6. Взаимодействие основания с солью:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

Используем свойства кислот.

7. Взаимодействие кислоты с солью:

H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl

8. Взаимодействие кислоты с металлом (на основании ряда напряжений металлов, учитывая свойства кислоты):

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2↑

разб.

Используем свойства солей.

9. Взаимодействие соли с солью (учитывая правило Бертло − Михайленко):

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl

10. Взаимодействие соли с металлом (на основании ряда напряжений металлов):

CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4

Средние, кислые и основные соли

Все рассмотренные соли являются нормальными или средними солями. Молекулы их содержат металл и кислотный остаток. Кроме средних солей, различают кислые соли, молекулы которых состоят из катиона металла и сложных анионов, содержащих водород и кислотный остаток (гидросоли).

Например:

+

Na2 HPO24− − гидрофосфат натрия

84

+

Na H2 PO−4 − дигидрофосфат натрия

+2

Ca(H2 PO4 )−2 − дигидрофосфат кальция

Заряд сложного аниона равен алгебраической сумме зарядов водорода и кислотного остатка.

Кислые соли можно рассматривать как продукт неполной нейтрализации кислоты основанием. Кислые соли образуются только многоосновными кислотами.

Молекулы основных солей (гидроксосоли) состоят из сложных катионов, содержащих металл и гидроксильную группу (одну или две), и анионов кислотного остатка. Их можно рассматривать как продукт неполной нейтрализации основания кислотой:

AlOHCl2 – гидроксохлорид алюминия Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия

Заряд сложного катиона равен алгебраической сумме зарядов металла и гидроксильных групп.

Основные соли образуются только многокислотными основаниями.

Составление формул химических соединений

Постановка задачи

Научиться составлять формулы веществ и самостоятельно проверять правильность написанной формулы.

При решении этой задачи основываться на следующих положениях:

1.Молекула любого вещества электронейтральна, то есть алгебраическая сумма зарядов всех частиц, составляющих молекулу, должна быть равна нулю.

Если проверка формулы показывает, что условие электронейтральности формулы выполняется, то формула составлена правильно.

2.Степень окисления некоторых элементов принято считать постоянной величиной. Так, степень окисления кислорода равна в сложных соединениях –2 (исключения:

ОF2, где степень окисления кислорода +2, и пероксиды, например Na2O2, где степень окисления кислорода –1).

Степень окисления водорода в сложных соединениях равна +1 (исключение –

гидриды металлов, например Na+H−, где степень окисления водорода равна –1). Металлы главной подгруппы I группы имеют постоянную степень окисления +1.

Степень окисления металлов главной подгруппы II группы равна +2, алюминия +3.

3. Чтобы правильно составить формулы солей, нужно знать формулы кислот и уметь определять заряд кислотного остатка. Анион кислотного остатка имеет заряд, равный количеству атомов водорода в кислоте, то есть основности кислоты.

Алгоритм составления формулы:

1.Написать рядом символы катиона и аниона сложного вещества.

2.Обозначить степени окисления катиона и аниона.

3.Найти наименьший множитель между величинами степеней окисления катиона

ианиона.

Подобрать индексы для катиона и аниона (числа, указывающие количество катионов и анионов в молекуле), которые обеспечивают равенство общего количества положительных и отрицательных зарядов в молекуле, то есть делают молекулу электронейтральной.

85

Для этого общий множитель степеней окисления разделить на степень окисления каждого иона.

4. Проверить электронейтральность молекулы.

Для этого умножить степень окисления каждого иона на его индекс и найти их алгебраическую сумму. Если она равна нулю, то формула составлена правильно.

Пример 1 . Составить формулу оксида натрия.

1. Напишем рядом химические знаки натрия и кислорода: Na O

2.Обозначим степени окисления натрия и кислорода:

+−2

Na O

3.Подберем индексы, делающие молекулу электронейтральной:

+−2

Na 2 O

4. Проверим электронейтральность формулы:

0

+−2

Na 2 O

Пример 2 . Составить формулу фосфата натрия.

Фосфат натрия – это натриевая соль фосфорной кислоты. Следовательно, в состав его молекулы входят натрий (степень окисления +1) и фосфат-ион РО−43 (степень окис-

ления –3).

Применяем приведенные выше правила. Получаем формулу

0

+

Na3 РО−43

+3 – 3 = 0

Молекула электронейтральна, количество положительных зарядов в ней равно количеству отрицательных зарядов. Следовательно, формула составлена правильно.

Графические формулы

Более глубокому пониманию принципов составления формул по валентности элементов, участвующих в образовании соединения, способствует графическое изображение формул. Рассмотрим сначала графическое изображение формул оксидов.

При составлении графической формулы каждый атом обозначается символом своего элемента, а каждая валентная связь между атомами – черточкой. Таким образом, химических знаков элемента в графическом изображении столько, сколько соответствующих атомов. Например, графическое изображение молекулы воды Н2О будет:

Изображение графических формул солей удобнее начинать с построения кислотного остатка. Например, для силиката BaSiO3 кислотный остаток имеет вид:

O –

О Si

O –

В отличие от электронейтральной молекулы кислоты он потерял два атома водорода. Этот кислотный остаток обеими своими связями в молекуле ВаSiO3 связан с атомом бария, который имеет степень окисления +2:

О

О Si Ba O

Кислые соли являются продуктом неполного замещения атомов водорода кислоты металлом. Их могут образовывать лишь двух- и трехосновные кислоты. В состав кислой соли будет входить кислотный остаток, содержащий хотя бы один атом водорода. Например, H2SO4 – серная кислота, NaНSO4 – кислая соль. Кислотный ос-

таток НSO −4 образовался при отщеплении от кислоты одного атома водорода. Если

кислота трехосновная, она может образовывать два ряда кислых солей, соответствующих замене атомами металла одного или двух атомов водорода. Например, фосфорная кислота Н3РО4 может образовывать кислые соли с различными кислотными остатками:

NaH2PO4 и Na2HPO4, Ca(H2PO4)2 и CaHPO4.

При графическом изображении кислых солей удобно сначала представить кислотный остаток, учитывая, что в него входит незамещенный атом водорода, а затем к свободной валентности присоединить атом металла:

H – O

C O

Na – O

Основные соли занимают промежуточное положение между гидроксидами и солями, а значит, содержат, кроме атомов металла, наряду с кислотным остатком, гидроксильные группы, связанные с металлом. Они являются продуктом неполного замещения гидроксильных групп гидроксида (двух- и более кислотного) кислотным остатком. Например, СаОНСl, CuOHNO3 и т.д. В этих солях количество кислотных остатков равно количеству замещенных ОН−-групп, так как это соли одноосновных кислот.

Если гидроксид трехкислотный, то он может образовывать два основных остатка. Например, Al(OH)3 образует Al(OH)2+ и AlOH2+. Заряды этих ионов равны алгебраической сумме зарядов металла и гидроксильных групп, что соответствует количеству гидроксильных групп, недостающих до электронейтральной молекулы гидроксида. С любой кислотой в этом случае может быть образовано два ряда солей, формулы которых будут зависеть от заряда кислотного остатка. Для HNO3 и H2CO3 получим: Al(OH)2NO3 и [Al(OH)2]2CO3; AlOH(NO3)2 и AlOHCO3.

88