Размещено на http://www.allbest.ru/

Основные классы неорганических соединений

1. Оксиды

Определение: оксиды - сложные вещества, состоящие из 2-х элементов, один из которых кислород в степени окисления - 2.

Классификация. Оксиды разделяют на две группы: солеобразующие и несолеобразующие (индифферентные) (NO, CO, N2O, SiO); в свою очередь, солеобразующие делятся на кислотные, основные и амфотерные оксиды.а) кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислоты (гидроксиды, обладающие кислотными свойствами); неметаллы в любой степени окисления и металлы в с.о. +5, +6, +7 образуют кислотные оксиды.

Примеры:

SO3 - H2SO4, CO2 - H2CO3, N2O5 - HNO3, Cl2O7- HClO4, CrO3- H2CrO4, Mn2O7 - HMnO4

б) основными называются оксиды, которым соответствуют основания (гидроксиды, обладающие основными свойствами); металлы в степени окисления +1 и +2 образуют основные оксиды. Примеры:

Na2O- NaOH, CaO - Ca(OH)2, MnO - Mn(OH)2, CrO - Cr(OH)2.

в) амфотерными называются оксиды, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Примеры: Al2O3, Cr2O3, ZnO, BeO. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды (см. ниже).

Физические свойства оксидов.

Оксиды металлов - твердые вещества, имеющие различную окраску: большинство этих соединений не окрашены, CuO - черный

Способы получения оксидов.

а) горение простых веществ:

4P + 5O2 > 2P2O5 4Al + 3O2 > 2Al2O3

Дополнение.

С кислородом не взаимодействуют галогены, благородные газы, поэтому для получения оксидов этих элементов используют косвенные методы:

2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2HPO3

реакция проводится на холод, т.к. оксид хлора (VII) термически неустойчивое вещество.

Азот реагирует с кислородом при 20000С, при этом образуется оксид азота (II). Для получения высшего оксида азота используют оксид фосфора (V):

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3

Металлы взаимодействуют с кислородом так:

Особенности:

2Na+O2>Na2O2

2K+O2>K2O2(KO2)

3Fe+2O2>Fe3O4 (сгорание)

б) горение и обжиг сложных веществ:

CH4 + 2O2 > CO2 + 2H2O 2ZnS + 3O2 > 2ZnO + 2SO2

в) разложение сложных веществ:

- карбонатов (нерастворимых)

BaCO3BaO + CO2

- сульфатов (кроме сульфатов натрия и калия)

2CuSO4 2CuO + 2SO2 + O2

- Дополнение. Схема "Разложение нитратов"

Исключения и дополнения:

4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2

Mn(NO3)2=MnO2 + 2NO2

2Fe(NO3)2=2Fe2O3 + 8NO2 + O2

NH4NO3 N2O + 2H2O NH4NO2 N2 + 2H2O

Химические свойства основных оксидов:

а) взаимодействие с водой.

Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (и наоборот).

Примеры:

Na2O + H2O 2NaOH

FeO + H2O реакция не идет, т.к. Fe(OH)2 нерастворим в воде.

б) взаимодействие с кислотами.

При взаимодействии основных оксидов с кислотами образуется соль и вода.

Примеры:

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O (требуется нагревание)

Обратить внимание на следующее:

кремниевая кислота не реагирует с основными оксидами ("твердое" не реагирует с "твердым")

если в оксиде с.о. металла не максимальная, то в реакциях с кислотой азотной любой концентрации и с концентрированной серной кислотой помимо обменного взаимодействия возможно окислительно-восстановительное:

* FeO + 4HNO3(конц) Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

* 2FeO + 4H2SO4 (конц) Fe2(SO4)3 + SO2+ 4H2O

если кислота многоосновная, то возможно образование кислых солей

*CaO + 2H3PO4 Ca(H2PO4)2 + H2O

в) взаимодействие с кислотными оксидами.

Эти реакции протекают при нагревании, в ходе реакции образуется соль:

CaO + CO2 = CaCO3

Примечание:

уравнения реакций в пунктах 6б и 6в являются доказательством основных свойств оксидов

г) взаимодействие с амфотерными оксидами.

Na2O + Al2O3 2NaAlO2 (при нагревании)

Na2O + ZnONa2ZnO2 (при нагревании)

Химические свойства кислотных оксидов:

а) взаимодействие с водой. Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (оксид не взаимодействует с водой, если продукт реакции нерастворим в воде)

Все кислотные оксиды, кроме SiO2, реагируют с водой.

Примеры:

P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (при нагревании)

*P2O5 + H2O HPO3 (на холоду)

SiO2 + H2O реакция не идет, т.к. H2SiO3 нерастворима в воде

б) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами (см. пункт 6.в)

г) взаимодействие с основаниями. Правило: кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, при этом образуется соль и вода. Пример:

2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O (в избытке NaOH)

NaOH + CO2 NaHCO3 (в избытке CO2)

д) взаимодействие с солями. Правило:

- при нагревании менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий оксид.

Пример:

Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2 (при нагревании)

- в растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет из соли оксид, соответствующий более слабой кислоте.

- оксиды могут взаимодействовать с солями, содержащими остаток кислоты, которой этот оксид соответствует:

Na2CO3 +CO2 + H2O 2NaHCO3

Na2SO3 +SO2 + H2O 2NaHSO3

Пример:

Na2SiO3 + CO2 Na2CO3 + SiO2 (в растворе)

Химические свойства амфотерных оксидов.

а) амфотерные оксиды не реагируют с водой

б) амфотерные оксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства, т.е. реакции протекают так же, как с основными оксидами

Пример:

Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O

в) взаимодействие со щелочами. В зависимости от условий реакции протекают по-разному:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Al(OH)4] (в растворе)

Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O(при нагревании)

г) взаимодействие с основными оксидами (см №6г)

д) при взаимодействии с кислотными оксидами амфотерные оксиды проявляют основные свойства.

Пример:

Al2O3 + P2O5 2AlPO4

е) При взаимодействии с солями амфотерные оксиды, как нелетучие, вытесняют из солей при нагревании более летучие оксиды.

Пример:

Na2CO3 + Al2O3 2NaAlO2 + CO2

оксид	Гидроксид, основная форма	Гидроксид, кислотная форма (при нагревании)	Гидроксид, кислотная форма (в растворе)
BeO	Be(OH)2	H2BeO2	H2[Be(OH)4]
ZnO	Zn(OH)2	H2ZnO2	H2[Zn(OH)4]
SnO	Sn(OH)2	H2SnO2	H2[Sn(OH)4]
PbO	Pb(OH)2	H2PbO2	H2[Pb(OH)4]
Al2O3	Al(OH)3	HAlO2	H[Al(OH)4]
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	H3[Cr(OH)6]
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	H3[Fe(OH)6]

Примечание: кислотная форма амфотерных гидроксидов составлена формально, т.к. в реакциях со щелочами и с основными оксидами могут быть образованы только соли приведенных форм гидроксидов.

Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

Слева направо по периоду по мере ослабления металлических свойств элементов основные свойства оксидов ослабевают, а кислотные возрастают. Сверху вниз по главным подгруппам неметаллические свойства элементов ослабевают, а металлические возрастают, при этом: сверху вниз по главной подгруппе возрастают основные свойства оксидов, а кислотные ослабевают. Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства.

Пример:

Cr+2O - основный оксид,

Cr2+3O3 - амфотерный оксид,

Cr+6O3 - кислотный оксид.

Особенные свойства некоторых оксидов.

1) смешанный оксид, оксид железа (II, III)

Fe3O4 = FeO•Fe2O3

Получение:

3Fe + 4O2 Fe3O4 (FeO•Fe2O3)

3Fe + 4H2O Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + H2

Химические свойства

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 4H2SO4(разб) = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 10HNO3(конц.) = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O

2Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 10H2SO4(конц.) = 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + O2 Fe2O3

2). Оксид серы (IV), сернистый газ.

Получение:

В лаборатории

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O

В промышленности

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (обжиг пирита)

Проявляет окислительные и восстановительные свойства (в большей мере характерны восстановительные)

а) SO2 - окислитель

SO2 + 2H2S= 3S + 2H2O

б) SO2 - восстановитель

2SO2 + O2 -2SO3 (катализатор V2O5)

SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr

3). Оксид фосфора (V) P2O5

Сильное водоотнимающее средство:

P2O5 + 2HClO4 = Cl2O7 + 2HPO3

4). SiO2 - единственный кислотный оксид, который взаимодействует с плавиковой кислотой:

4HF + SiO2 = SiF4^ + 2H2O

SiO2 + 2Mg 2MgO + Si (в избытке магния протекает такая реакция: SiO2 + 4Mg 2MgO + Mg2Si)

4). Оксиды металлов взаимодействуют с металлами. Правило: более активный металл вытесняет из оксида менее активные металл (металл, стоящий левее а ряду активности, вытесняет металл, стоящий правее него)

CuO + Mg MgO + Cu

MgO + Cu - реакция не идет.

5). Оксид углерода (II) - угарный газ, сильный восстановитель

2СО + О2 = 2СО2

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2

CO + Cl2 COCl2 (фосген)

6). Оксид углерода (IV) - углекислый газ.

В атмосфере горит магний

CO2 + 2Mg = 2MgO + C

7). Оксиды азота NO, NO2

N2 + O2 2NO. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха: 2NO + O2 2NO2

Оксид азота (IV) является кислотным оксидом, он соответствует двум кислотам - азотной и азотистой:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

2NO2 + 2KOH = KNO2 + KNO3+ H2O

8). Оксид хрома (VI) - кислотный оксид, сильный окислитель

CrO3(нед) + H2O H2CrO4 хромовая кислота

2CrO3(изб.) + H2O H2Cr2O7 двухромовая кислота

6HCl + CrO3 3Cl2 + CrCl3 + 3H2O

2. Кислоты

Определение

а) кислоты - сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов

б) кислоты - электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода.

Классификация

а) по наличию или отсутствию атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (H2S, HCl и др.) и кислородосодержащие (H2SO4, HNO3 и др.)

б) по числу атомов водорода, способных замещаться на металлы или по числу ионов H+, образующихся при диссоциации кислоты выделяют кислоты одноосновные (HNO3, HCl), двухосновные (H2S, H2SO4,), трехосновные (H3PO4), четырехосновные (H4P2O7)

в) по способности к диссоциации кислоты разделяют на сильные электролиты (HCl, HNO3, H2SO4 и др.), слабые электролиты (H2S, H2CO3, HF), электролиты средней силы (H3PO4, H2SO3 ).

г) по летучести выделяют нелетучие кислоты (H3PO4, H2SiO3, H2SO4) и летучие (HNO3, HCl, HF, H2S H2CO3, H2SO3)

д) стабильные (H3PO4, H2SO4) и нестабильные (H2SO3, H2CO3) кислоты

Нестабильные кислоты разлагаются в момент получения:

H2SO3 SO2 + H2O

H2CO3 CO2 + H2O

Структурные формулы кислот.

Физические свойства кислот. Существуют кислоты твердые (H3PO4, H2SiO3), жидкие кислоты (H2SO4, HNO3)

Способы получения кислот:

а) бескислородные кислоты получают растворением соответствующего газа в воде

б) кислородосодержащие получают при взаимодействии соответствующего оксида в воде:

P2O5 + 3H2O 2H3PO4

в) нерастворимые кислоты получают косвенным путем:

Na2SiO3 + 2HCl H2SiO3+ 2NaCl

Химические свойства кислот.

1). Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода; при этом образуется соль и водород. При протекании таких процессов металл растворяется в кислоте (в ходе реакции не должна образовываться нерастворимая соль:

H2SO4 + Mg MgSO4 + H2

Примечание 1:

при взаимодействии металлов со слабыми кислотами образуются кислые соли:

Fe + 2H3PO4 > Fe(H2PO4)2 + 3H2

Ca + 2H2CO3 > Ca(HCO3)2 + H2

Примечание 2:

Кремниевая кислота (H2SiO3) не взаимодействует с металлами (твердое не реагирует с твердым)

Примечание 3:

Концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации реагируют с металлами без выделения водорода (см. ниже)

2). Кислоты реагируют с основными оксидами

Примечание: некоторые реакции требуют нагревания:

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O (требуется нагревание)

MgO + H2SO4 MgSO4 + H2O (эта реакция протекает при комнатной температуре)

3). Кислоты реагируют с основаниями.

Примечание: слабые нерастворимые основания не реагируют со слабыми кислотами.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + 6H2O

Al(OH)3 + H2CO3 - реакция не идет.

4). Кислоты реагируют с солями при выполнении условий:

а) в ходе реакции выпадает осадок

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

Примечание: с помощью сероводорода можно осадить из солей в виде сульфидов металлы, стоящие в ряду активности правее железа:

CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4

Т.к. сульфиды железа, цинка, магния и т.д. растворимы в разбавленных кислотах, то

FeSO4 + H2S реакция не идет

б) в ходе реакции выделяется газ

K2CO3 + 2HCl 2KCl + H2O + CO2

в) нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их солей:

NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)HCl + NaHSO4 (при слабом нагревании)

2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)2HCl + Na2SO4 (при сильном нагревании)

KNO3(тв.) + H2SO4(конц.) HNO3 + KHSO4

5). Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:

лакмус и метилоранж - в красный.

Мнемотаблица для запоминания окраски индикаторов в зависимости от реакции среды:

	Кислая	нейтральная	щелочная
Лакмус	4 Красный	8 Фиолетовый	3 Синий
Метиловый оранжевый	6 Красный	2 Оранжевый	7 Желтый
фенолфталеин	1 Бесцветный	9 Бесцветный	5 Малиновый

Таблица заполняется только первыми буквами приведенных в них слов (см. ниже). Заполнение происходит следующим образом: а) по горизонтали верхняя строка по алфавиту;

б) по вертикали левая строка также по алфавиту; в) далее из букв по порядку складываем мнемофразу (как "Каждый охотник желает знать…") "Бос и Ком крыжовником играют в футбол" (жирным подчеркнутым шрифтом выделены буквы из таблицы)

	К	Н	Щ
Л	4 К	8 Ф	3 С
М	6 Кр	2 О	7 Ж
Ф	1 Б	9 Б	5 М

Дополнение.

Взаимодействие азотной кислоты с металлами (см. в лекции по азотной кислоте).

Азотная кислота	Щелочные, щелочноземельные металлы, Mg, Zn	Fe, Cr, Al	Другие металлы	Au, Pt
Концентрированная (>50%)	N2O	Пассивация, при нагревании - NO2	NO2	Нет реакции
Разбавленная (10 -50%)	N2	NO, металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода могут также давать N2O, N2
Очень разбавленная (<10%)	Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода - NH4NO3

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами (см. в лекции по серной кислоте).

Н2SO4(конц.) - окислитель за счет серы в степени окисления +6

Чем левее в ряду активности стоит металл, тем более вероятно образование H2S.

Чем правее стоит металл, тем более вероятно образование SO2.

3. Основания

Определение

а) основания - сложные вещества, состоящие из металлов (иона аммония) и одной или нескольких гидроксогрупп NaOH, Fe(OH)2

б) основания - электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-анионы

NaOHNa++OH-

в) основания - вещества, в ходе реакций присоединяющие протоны

NH3 + H+NH4+

Классификация.

По количеству гидроксогрупп основания делят на однокислотные - NaOH, двухкислотные - Fe(OH)2, трехкислотные - Fe(OH)3.

По способности к диссоциации основания разделяют на сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты - гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (раствор Ag2O дает сильно щелочную среду, TlOH - сильный электролит). Все остальные основания - слабые электролиты.

Физические свойства.

Все основания, кроме гидроксида аммония, твердые вещества, имеющие различную растворимость в воде. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде (кроме Ca(OH)2), большинство оснований в воде нерастворимо.

Способы получения.

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов получают при взаимодействии соответствующего металла или оксида с водой:

Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2

CaO + H2O Ca(OH)2

В промышленности щелочи получают электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H2O H2+ 2NaOH + Cl2

Нерастворимые основания получают из солей:

ZnCl2 + 2NaOH(недостаток) Zn(OH)2 + 2NaCl

Химические свойства

Растворимые основания	нерастворимые основания
Взаимодействие с кислотами
KOH + HCl KCl + H2O	Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Отношение к нагреванию
Не разлагаются NaOH, KOH, CsOH, RbOH Остальные разлагаются на соответствующий оксид и воду Ba(OH)2BaO + H2O	2Fe(OH)3Fe2O3 +3H2O ПРИМЕЧАНИЕ: два основания термически неустойчивые вещества: они разлагаются в момент образования: Hg(OH)2 HgOv + H2O (выпадает осадок оранжевого цвета) 2AgOH Ag2Ov + H2O (выпадает темно-коричневый, почти черный осадок)
Взаимодействие с кислотными оксидами
2KOH + N2O52KNO3 + H2O KOH + CO2 KHCO3 (в избытке CO2) 2KOH + CO2 K2CO3 + H2O (в избытке щелочи)	не характерно
Взаимодействие с солями.
Щелочи реагируют с растворами солей, если в ходе реакции выпадает осадок: Na2SO4 + Ba(OH)2 2NaOH +BaSO4 MgSO4 + 2KOHMg(OH)2+K2SO4	Взаимодействие с растворами солей не характерно
Взаимодействие с амфотерными оксидами.
Возможны процессы, проходящие при нагревании и в растворе: а) 2NaOH + Al2O3 + 3H2O2Na[Al(OH)4] (в растворе) б) 2NaOH + Al2O32NaAlO2 + H2O (при нагревании)	не характерно
Взаимодействие с амфотерными гидроксидами.
Возможны процессы, проходящие при нагревании и в растворе: а) NaOH + Al(OH)3 2Na[Al(OH)4] (в растворе) б) NaOH + Al(OH)3 2NaAlO2 + 2H2O(при t0)	не характерно
Взаимодействие с металлами
2Al + 2KOH + 6H2O = K[Al(OH)4] + 3H2^ Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2^ Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2^	нет взаимодействия
Взаимодействие с неметаллами.
Cl2+2NaOHконцNaCl+NaClO+H2O(без to) 3Cl2+6NaOHконц 5NaCl+NaClO3+3H2O 3S+6NaOH>2Na2S+Na2SO3+3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O > PH3 + 3NaH2PO2 Si+2NaOH+H2O>Na2SiO3+2H2	взаимодействие с неметаллами не характерно

4. Соли

Определение

Соли - сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и металлов (иона аммония)

Классификация.

а) средние

б) кислые

в) основные

г) комплексные

д) двойные

е) смешанные

Физические свойства.

Все соли твердые вещества с различной растворимостью в воде. Некоторые соли имеют окраску, например, перманганат калия фиолетовый, бихроматы имеют оранжевый цвет.

Химические свойства.

Растворимые соли	нерастворимые соли
1). Взаимодействие с кислотами
а) более сильная кислота вытесняет из соли более слабую кислоту
Na2CO3 + 2HCl(изб) = 2NaCl + CO2 + H2O Na2CO3 + HCl(недост) = NaCl + NaHCO3	CaCO3 + 2HCl(изб) = CaCl2 + CO2 + H2O 2CaCO3 + 2HCl(недост) = CaCl2 + Ca(HCO3)2 Ca3(PO4)2 + 2HCl(нед) 2CaHPO4 + CaCl2 Ca3(PO4)2 + 4HCl(нед) Ca(H2PO4)2 + 2CaCl2 Ca3(PO4)2 + 6HCl(изб) 2H3PO4 + 3CaCl2
б) взаимодействие с кислотами, которые образуют данную соль
Na2S + H2S >2NaHS Ca3(PO4)2 + H3PO4 = Ca(H2PO4)2
2). Взаимодействие с основаниями (со щелочами)
См. лекцию "Основания"	нет реакций
3). Взаимодействие с металлами
а) более активные металл вытесняет из соли менее активные металл (по электрохимическому ряду напряжений) Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu б) для щелочных и щелочноземельных металлов такие процессы не характерны, т.к. эти металлы в условиях опыта реагируют с водой; в) если в ходе реакции на поверхности металла образуется нерастворимая соль, то протекание такой реакции затруднено; свинец не вытесняет другие металлы из хлоридов и сульфатов	Для нерастворимых солей подобные взаимодействия не характерны.
4). Взаимодействие с оксидами (см. в лекции "Оксиды")
Дополнение: CaCO3 + CO2 + H2O>Ca(HCO3)2 Na2SO3 + SO2 + H2O >2NaHSO3
5). Взаимодействие друг с другом
Рекции протекают при выпадении осадка, выделении газа	Для нерастворимых солей подобные взаимодействия не характерны.
6). Взаимодействие с водой
а) образование кристаллогидратов CuSO4 + 5H2O CuSO4·5H2O CaSO4 + 2H2O CaSO4·2H2O б) гидролиз (см. лекцию "Электролитическая диссоциация")
6). Отношение к нагреванию
а) не разлагаются при умеренном нагревании карбонаты, сульфаты, сульфиды, фосфаты, силикаты натрия, калия, рубидия, цезия б) хлориды бромиды, фториды, иодиды не разлагаются в) нитраты разлагаются все (см. лекцию "Продукты ОВР") г) кислородосодержащие соли галогенов разлагаются: 4KClO3>3KClO4 + KCl (без катализатора) 2KClO3>2KCl + 3O2^ (в присутствии катализатора MnO2) д) растворимые сульфиты разлагаются подобно KClO3: 4Na2SO3>3Na2SO4 + Na2S	а) CaCO3>CaO + CO2 б) как правило,не разлагаются, кроме солей серебра: AgCl>Ag + Cl2 (на свету) д) CaSO3>CaO + SO2

5. Кислые соли

оксид соль реакция кислота

Кислые соли - соли, в которых атомы водорода не полностью замещены на атомы металлов, например, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, KHS и т.д.

Способы получения и свойства.

Получение

взаимодействие средней соли и кислоты

K2SO4 + H2SO4 >2KHSO4

Na2CO3 + H2O + CO2 > 2NaHCO3

CaSO3 + H2O + SO2 > Ca(HSO3)2

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 >3Ca(H2PO4)2

взаимодействие щелочи и кислоты

NaOH + H3PO4 >NaH2PO4 + H2O

LiOH + H2S >LiHS + H2O

взаимодействие щелочи и кислотного оксида

KOH + CO2 >KHCO3

Ca(OH)2 + 2SO2>Ca(HSO3)2

кислоты и основного оксида

K2O + 2H3PO4 >2KH2PO4

менее кислой соли и кислоты

CaHPO4 + H3PO4>Ca(H2PO4)2

Химические свойства:

взаимодействие со щелочами

KHCO3 + KOH>K2CO3 + H2O

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2>2CaCO3 + 2H2O

Если природа металла в соли и щелочи разная, характер продуктов зависит от их растворимости и количественного соотношения реагентов:

2KHCO3 + 2NaOH>K2CO3 + Na2CO3 + 2H2O (только такие продукты)

NaHCO3 + Ba(OH)2>BaCO3v + NaOH + H2O (в избытке щелочи)

2NaHCO3 + Ba(OH)2>BaCO3v+ Na2CO3 + 2H2O (в недостатке щелочи)

взаимодействие с кислотами

KHCO3 + HCl >KCl + CO2^+ H2O

3) отношение к нагреванию

2NaHCO3>Na2CO3 + CO2 + H2O

Ca(HCO3)2>CaCO3v + CO2^ + H2O (кипячение)

Ca(HCO3)2>CaO + 2CO2^ + H2O (сильное нагревание)

III кислые соли подвергаются гидролизу:

NaHCO3 + H2O-NaOH + H2CO3

KHS + H2O -KOH + H2S

Na2HPO4 + H2O -NaH2PO4 + NaOH

* В растворах кислых солей возможно протекание нескольких процессов: диссоциации кислотного остатка и его гидролиз. Преобладание одного из процессов обусловливает реакцию среды: если константа диссоциации кислоты больше, чем константа гидролиза, то среда кислая, если наоборот, то щелочная. Информация для запоминания: в растворах кислых солей реакция среды щелочная, исключение составляют растворы дигидрофосфатов и гидросульфатов, в этих растворах среда кислая.

6. Щелочи

А) взаимодействие щелочей с неметаллами.

При взаимодействии неметаллов с концентрированными растворами щелочей атомы неметаллов подвергаются диспропорционированию: одновременному понижению и повышению степени окисления.

Хлор, бром и йод одинаково реагируют с концентрированными растворами щелочей:

Cl2+2NaOHконцNaCl+NaClO+H2O(без to)

Cl02+2е = 2Cl-

Cl02-2e = 2Cl+

3Cl2+6NaOHконц 5NaCl+NaClO3+3H2O

Cl02+2е = 2Cl-

Cl02-10e = 2Cl+5

Сера при длительном кипячении растворяется в концентрированных растворах щелочей:

3S+6NaOH>2Na2S+Na2SO3+3H2O

S0 + 2e = S-2

S0 - 4e = S+4

Фосфор также растворяется в щелочах:

4P + 3NaOH + 3H2O > PH3 + 3NaH2PO2

P0 +3e = P-3

P0 - 1e = P+5

При взаимодействии кремния со щелочью не происходит реакции диспропорционирования (из-за меньшей электроотрицательности кремния по сравнению с водородом):

Si+2NaOH+H2O>Na2SiO3+2H2

Si - 4e = Si+4

2H+ + 2e = H2

б) взаимодействие щелочей с металлами.

2Al + 2KOH + 6H2O = K[Al(OH)4] + 3H2^

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2^

Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2^

Только эти металлы растворяются в щелочах. Fe и Cr не взаимодействуют со щелочами.

Таблица

Кислота	Название кислоты	Название соли
H3AsO4	Мышьяковая	Ортоарсенат
НВr	Бромоводородная	Бромид
НВrО	Бромноватистая	Гипобромит
НВrO3	Бромноватая	Бромат
HCOOH	Муравьиная	Формиат
СН3СООН	Уксусная	Ацетат
HCN	Циановодородная	Цианид
Н2СО3	Угольная	Карбонат
НС1	Хлороводородная	Хлорид
HClO	Хлорноватистая	Гипохлорит
НСlO2	Хлористая	Хлорит
НСlO3	Хлорноватая	Хлорат
НСlO4	Хлорная	Перхлорат
Н2СrO4	Хромовая	Хромат
Н2Сr2O7	Двухромовая	Дихромат
HF	Фтороводородная	Фторид
HI	Йодоводородная	Иодид
HIO4	Йодная	Иодат
НМnO4	Марганцовая	Перманганат
HNO2	Азотистая	Нитрит
HNO3	Азотная	Нитрат
H3PO4	Ортофосфорная	Ортофосфат
НРO3	Метафосфорная	Метафосфат
H2S	Сероводородная	Сульфид
H2SO3	Сернистая	Сульфит
H2SO4	Серная	Сульфат
H2SiO3	Метакремниевая	Метасиликат

Размещено на Allbest.ru

...