Главная Коллекция "Revolution" Химия Важнейшие классы неорганических соединений

Важнейшие классы неорганических соединений

Специфика объединений разнообразных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. Сложные неорганические вещества: оксиды, основания, кислоты и соли. Генетическая связь между основными классами неорганических соединений.

Рубрика Химия
Вид контрольная работа
Язык русский
Дата добавления 12.02.2015
Размер файла 276,2 K
рефераты на заказ со скидкой

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Страница:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Глава 1. Важнейшие классы неорганических соединений

1.1 Разделы теоретического курса для повторения

Простые вещества. Аллотропия. Сложные вещества. Органические и неорганические вещества. Основные классы неорганических соединений. Оксиды, их состав и номенклатура. Солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) оксиды. Оксиды основные, кислотные и амфотерные. Химические свойства оксидов. Способы получения.

Кислоты, их состав и номенклатура. Классификация кислот. Основность кислот. Получение кислот и их характерные свойства.

Основания, их состав и номенклатура. Классификация оснований. Способы получения и свойства оснований. Щелочи. Амфотерные гидроксиды.

Соли, их состав и номенклатура. Классификация солей. Соли средние, кислые, основные и двойные. Способы получения солей. Химические свойства солей.

Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Использование веществ, принадлежащих к основным классам неорганических соединений, в нефтяной и газовой промышленности.

1.2 Теоретическая часть

Классификация веществ предусматривает объединение разнообразных и многочисленных соединений (в настоящее время известно около 10 миллионов химических соединений) в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами.

Научные, научно-технические и учебные химические издания все шире используют международную номенклатуру, разработанную Международным союзом теоретической и практической химии (IUPAC). В технической литературе, лабораторной и заводской практике часто применяют бессистемные, тривиальные названия, например, сода, едкий натр, медный купорос, соляная кислота, олеум (см. табл. 13 приложения).

Кроме того, в ряде случаев возникает необходимость дать минералогическое название вещества (см. табл. 13 приложения).

Все вещества, встречающиеся в природе, можно подразделить на индивидуальные химические вещества (чистые вещества), которые состоят из частиц одного вида и смеси веществ, состоящие из разнородных частиц.

Индивидуальные химические вещества подразделяются, в свою очередь, на простые и сложные.

Простых веществ, с учетом аллотропных модификаций элементов, в настоящее время известно около 500. В свою очередь, простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы.

неорганический оксид кислота генетический

Размещено на http://www.allbest.ru/

Рис. 2.1. Схема классификации химических веществ
К неметаллам относятся:
символ элемента:
благородные газы: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Ra
галогены: F, Cl, Br, I, At
халькогены, O, S, Se, Te, кроме Po
а также:
азот, фосфор, мышьяк, N, P, As
углерод, кремний, бор, водород C, Si, B, H
Остальные элементы относятся к металлам.
Сложные вещества подразделяются на органические и неорганические.
Органическими считаются соединения, в состав которых входит элемент углерод.
Такие простейшие соединения углерода, как его оксиды, угольная кислота и ее соли и некоторые другие, рассматривают среди неорганических соединений, так как по составу и свойствам они очень близки к ним.
Согласно другому, широко используемому определению, органические соединения - это углеводороды и их разнообразные производные.
Сложные неорганические вещества, в свою очередь, подразделяются на следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.
Основания и кислородсодержащие кислоты можно рассматривать как один класс - гидроксиды.
Ряд сложных неорганических соединений рассматривается как не основные классы неорганических соединений.
Размещено на http://www.allbest.ru/

Рис. 2.2. Схема классификации неорганических веществ

1.2.1 Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2.

Примером оксидов могут служить соединения:

Na2O, ZnO, P2O5, Mn2O7.

Большинство элементов периодической системы образуют соединения с кислородом, являющиеся оксидами.

Классификация оксидов.
Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобра-зующие (безразличные).
Солеобразующими называют такие оксиды, которые в результате химических реакций способны образовывать соли.
Несолеобразующие оксиды такой способностью не обладают. Примером несолеобразующих оксидов могут служить следующие вещества: СО, SiO, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Размещено на http://www.allbest.ru/

Рис. 2.3. Схема классификации оксидов

Основными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов (продуктов присоединения воды) соответствуют основания.

Например:

Na2O +H2O = 2NaOH.

Основные оксиды образуются металлами при проявлении ими невысокой валентности (обычно I или II).

Формула основного оксида

Соответствующая гидратная форма (основание)

Na2O

NaOH

BaO

Ba(OH)2

CaO

Ca(OH)2

FeO

Fe(OH)2

Оксиды таких металлов, как Li, Na, К, Rb, Сs, Fr, Са, Sr, Ва непосредственно взаимодействуют с водой с образованием растворимых в воде оснований - щелочей.

Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получают из солей (косвенным путем).

Кислотными оксидами называются такие, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот.

Например, SO3 - кислотный оксид, так как ему в качестве гидрата соответствует серная кислота.

SO3 + H2O = H2SO4.

Формула кислотного оксида

Соответствующая гидратная форма (кислота)

SO2

H2SO3

SO3

H2SO4

P2O5

H3PO4

CrO3

H2CrO4

Mn2O7

HMnO4

V2O5

HVO3

Кислотные оксиды образуются при окислении неметаллов и металлов, если последние имеют в полученном оксиде высокое значение валентности.

Например, оксид марганца (VII) - кислотный оксид, так как это оксид металла с высокой валентностью - (VII). В качестве гидрата этому оксиду будет соответствовать кислота НMnО4 (марганцевая).

Большинство кислотных оксидов могут непосредственно взаимодействовать с водой и при этом образовывать кислоты.

Например:

СО2 + Н2О = Н2СО3,

P2O5 +3Н2О = 2Н3РO4,

SO3 + Н2О = Н2SО4.

Некоторые оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. Такого типа оксиды сами могут быть получены из кислот.

Например:

SiO2 + H2O реакция не идет

H2SiO3 SiO2 + H2O.

Это подтверждает названия кислотных оксидов - ангидриды, то есть «не содержащие воду». Одно из названий SiO2 - ангидрид кремниевой кислоты.

Амфотерные оксиды представляют собой оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства как основных (в кислой среде), так и кислотных (в щелочной среде) оксидов.

К амфотерным оксидам относятся оксиды некоторых металлов.

Например:

BeO, Al2O3, PbO, SnO, ZnO, PbO2, SnO2, Cr2O3.

При реакциях с кислотами амфотерные оксиды проявляют свойства основных оксидов:

РbО + 2НNО3 = Рb(NО3)2 + Н2О.

При реакциях со щелочами амфотерные оксиды проявляют свойства кислотных оксидов:

РbО +2NaOНтв Na2PbO2 + Н2О.

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют, следовательно, их гидратные формы получают косвенно из солей.

Несолеобразующие (безразличные) оксиды - небольшая группа оксидов, которые не вступают в химические реакции с образованием солей.

К несолеобразующим оксидам относятся, например, СО, N2O, NO, SiO.

Номенклатура оксидов
Названия оксидов по международной номенклатуре начинаются со слова «оксид», затем называется элемент, образующий данный оксид, и в скобках, с помощью римской цифры, указывается валентность элемента. Если элемент имеет постоянную валентность, то ее можно не указывать.
Например:
Мn2О7 - оксид марганца (VII),
Р2О5 - оксид фосфора (V),
Na2O - оксид натрия.
В научно-технической и научно-популярной литературе можно встретить и тривиальные (исторически сложившиеся) названия оксидов.
Например:
N2O - веселящий газ,
Al2O3 - глинозём,
SiO2 - кремнезём,
SO2 - сернистый газ,
СO2 (тв.) - сухой лёд,
СО2 - углекислый газ,
СО - угарный газ,
СаО - негашеная известь.
Графическое изображение формул оксидов

Для того, чтобы изобразить графическую формулу оксида, необходимо помнить, что:

1. Кислород в оксидах проявляет постоянную степень окисления - 2, а элементы, образующие оксиды, имеют положительные степени окисления от +1 до +8.

2. Если в молекулу оксида входит не один, а несколько атомов элемента, то они будут соединяться в молекулу через атом кислорода.

3. Каждая черточка в графическом изображении символизирует единицу связи.

Например:

+5 -2 О О

N2O5 N - O - N

O O

Физические свойства оксидов

По агрегатному состоянию оксиды бывают газообразными (например, СО2, SO2), жидкими (например, N2O4, Cl2O7, Mn2O7) и твердыми (все основные и амфотерные оксиды, а также ряд кислотных оксидов, например, Р2О5, SiO2).

Химические свойства оксидов
1. Основные оксиды взаимодействуют:
а) с кислотами. Продуктами этих реакций будут соль и вода.
Например:
FеО + Н2SO4 = FеSO4 + Н2О,
СuO + 2НNО3 = Сu(NО3)2 + Н2О;
б) с кислотными оксидами. При этом образуются соли.
Например:
СаО + СО2 = СаСО3,
MgО + SiO2 MgSiO3;
в) с амфотерными оксидами. Продуктом реакции являются соответствующие соли.
Например:
Na2O + ZnO Na2ZnO2,
K2O + Al2O3 2KAlO2;
г) некоторые основные оксиды способны взаимодействовать с водой. В воде растворяются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи (растворимые в воде основания).
Например:
Na2O + H2O = 2NaOH,
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2.
2. Кислотные оксиды взаимодействуют:
а) с основаниями. Продуктами реакции будут соль и вода.
Например:
В2O3 + 2NaOН = 2NaВО2 + Н2О,
SO2 + 2NaОН = Na2SO3 + H2O,
СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3 + Н2О;
б) с основными оксидами. При этом образуются соответствующие соли.
Например:
SO2 + CaО = CaSO3,
SiO2 + BaO = BaSiO3,
в) с амфотерными оксидами. Продуктом реакции является соль.
Например:
P2O5 + Al2O3 2AlPO4;
г) некоторые основные оксиды способны взаимодействовать с водой. Большинство кислотных оксидов растворимы в воде, при этом образуются соответствующие кислоты.
Например:
SO2 + H2O = H2SO3,
СО2 + Н2О = Н2СО3.
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют:
a) со щелочами, образуя при сплавлении соответствующую соль и воду.
Например:
А12O3 + 2NaOНтв 2NaА1O2 + Н2О,
ZnO + 2КОНтв К2ZnО2 + Н2О.
В этом случае амфотерные оксиды ведут себя как кислотные;
б) с кислотами, образуя и соль и воду.
Например:
РbО + 2НNО3 = Рb(NO3)2 + Н2О,
ZnO + Н2SО4 = ZnSO4 + Н2О.
В этом случае амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды;
в) с основными оксидами, образуя соли.
Например:
Cr2O3 + Na2O 2NaCrO2,
Fe2O3 + K2O 2KFeO2.
В данном случае амфотерные оксиды ведут себя как кислотные оксиды;
г) с кислотными оксидами, образуя соли.
ZnO + SO3 = ZnSO4,
А12O3 + 3SiO2 Al2(SiO3)3.
В данном случае амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды;
д) амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.
ZnO + Н2О =

Способы получения оксидов

1. Окислением простых веществ кислородом (сжигание простых веществ).

Например:

2Mg + O2 = 2МgО,

4Р + 5O2 = 2Р2О5.

Метод неприменим для получения оксидов щелочных металлов, т.к. при окислении щелочные металлы обычно дают не оксиды, а пероксиды (Na2O2, K2O2).

Не окисляются кислородом воздуха благородные металлы, например, Аu, Аg, Рt.

2. Окислением сложных веществ (солей некоторых кислот и водородных соединений неметаллов).

Например:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2,

2Н2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2О.

3. Разложением при нагревании гидроксидов (оснований и кислородсодержащих кислот).

Например:

Сu(ОН)2 СuО + Н2О,

H2SO3 SO2 + H2O.

Нельзя пользоваться этим методом для получения оксидов щелочных металлов, так как разложение щелочей происходит при слишком высоких температурах.

4. Разложением некоторых солей кислородсодержащих кислот.

Например:

СаСО3 СаО + СО2,

2Рb(NO3)2 2РbО + 4NO2 + O2.

Следует иметь в виду, что соли щелочных металлов не разлагаются при нагревании с образованием оксидов.

Области применения оксидов

Ряд природных минералов представляют собой оксиды и используются как рудное сырье для получения соответствующих металлов.

Например:

БокситА12O3 · nH2O

Гематит Fe2O3

Пиролюзит МnO2

МагнетитFеО · Fe2O3

РутилТiО2

Минерал корунд (А12O3) обладающий большой твердостью, используют как абразивный материал. Его прозрачные, окрашенные в красный и синий цвет кристаллы представляют собой драгоценные камни - рубин и сапфир.

Негашеная известь (CaO), получаемая обжигом природного минерала известняка (СаСО3), находит широкое применение в строительстве, сельском хозяйстве и используется как реагент для буровых растворов.

Оксиды железа (Fе2О3, Fе3О4) используются при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителей и реагентов-нейтрализаторов сероводорода.

Оксид кремния (IV) (SiO2) в виде кварцевого песка широко используется для производства стекла, цемента и эмалей, для пескоструйной обработки поверхности металлов, для гидропескоструйной перфорации и при гидроразрыве в нефтяных и газовых скважинах. В виде мельчайших сферических частиц (аэрозоля) находит применение в качестве эффективного пеногасителя буровых растворов и наполнителя при производстве резинотехнических изделий (белая ре-зина).

Ряд оксидов (А12O3, Cr2O3, V2O5, СuО, NО и др.) используются в качестве катализаторов в современных химических производствах.

Являющийся одним из главных продуктов сгорания угля, нефти и нефтепродуктов углекислый газ (СО2) при закачке в продуктивные пласты способствует повышению их нефтеотдачи. Используется СО2 также для заполнения огнетушителей, газирования напитков и для других целей.

Образующиеся при нарушении режимов сгорания топлива (NO, СО) или при сгорании сернистого топлива (SO2) оксиды являются продуктами загрязняющими атмосферу. Современное производство, а также транспорт предусматривают строгий контроль за содержанием таких оксидов и их нейтрализацию.

Оксиды азота (NO, NO2) и серы (SO2, SO3) являются промежуточными продуктами в крупнотоннажных производствах азотной (НNO3) и серной (Н2SО4) кислот.

Оксиды хрома (Сr2O3) и свинца (2РbО · РbО2 сурик) используются для производства антикоррозионных красочных составов.

1.2.2 Основания

Оcнованиями называются химические вещества, распадающиеся (диссоциирующие) в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы гидроксила (определение Аррениуса).

Например:

NaOH Na + + OH

гидроксид натрия катион натрия гидроксид-ион

Основаниями являются сложные вещества, образующиеся при гидратации основных оксидов.

Например:

CaO + H2O = Ca(OH)2 - гидроксид кальция,

BaO + H2O = Ва(ОН)2 - гидроксид бария.

Классификация оснований

По растворимости в воде все основания можно подразделить на растворимые в воде и нерастворимые.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами (см. табл. 6 приложения).

Большинство оснований в воде нерастворимы.

Основания различаются по кислотности. Они бывают однокислотными и многокислотными.

Кислотность оснований определяется количеством гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотные остатки.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Рис. 2.4. Классификация оснований

Однокислотные основания образуются от одновалентных металлов, а многокислотные основания - от поливалентных металлов.

Например:

LiОН - однокислотное основание,

Са(ОН)2 - двухкислотное основание,

A1(ОН)3 - трехкислотное основание и т.д.

Графическое изображение формул оснований
При графическом изображении формул оснований следует иметь в виду, что число гидроксильных групп определяется валентностью металла и, что атом водорода связан с металлом через атом кислорода:
Например:

Номенклатура оснований

По международной номенклатуре названия оснований складываются из слова «гидроксид», названия металла и, если металл проявляет переменную валентность, то в скобках указывается его валентность.

Например:

КОН - гидроксид калия,

Сu(ОН)2 - гидроксид меди (II),

Fе(ОН)3 - гидроксид железа (III).

Для ряда оснований используются тривиальные названия.

Например:

NaОН- едкий натр, каустическая сода, каустик,

КОН - едкое кали,

Bа(ОН)2 - едкий барий,

Са(ОН)2 - гашеная известь.

Химические свойства оснований

Растворы щелочей - мыльные на ощупь и меняют окраску индикаторов:

а) фиолетовый раствор лакмуса - в синий цвет,

б) бесцветный раствор фенолфталеина - в малиновый цвет.

1. Большинство малорастворимых оснований при нагревании легко разлагаются на оксид и воду.

Например:

Сu(ОН)2 СuО + Н2О,

Sn(OH)2 SnO + Н2О.

Основания щелочных металлов термически устойчивы. Так, гидроксид натрия NaОН кипит при Т = 1400 C без разложения.

2. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду.

Например:

NaОН + НС1 = NaС1 + Н2О,

Сu(ОН)2 + Н2SO4 = СuSO4 + 2H2O,

Мg(ОН)2 + 2НNO3 = Мg(NO3)2 + 2Н2О.

3. Основания взаимодействуют с кислотными оксидами.

Например:

Са(ОН)2 + СO2 = СаСО3 v+ Н2О,

Ва(OH)2 + SO3 = ВаSO4 v+ Н2О,

6NaОН + Р2О5 = 2NaЗPO4 + 3H2O.

4. Растворимые в воде основания (щелочи) взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя при сплавлении соответствующие соли.

Например:

Al2O3 + 2NaOH NаА1O2 + Н2О,

ZnO + 2КОН K2ZnO2 + H2O.

При взаимодействии амфотерных оксидов с концентрированными растворами щелочей образуются гидроксокомплексы.

ZnO + 2КОН + H2O K2[Zn(OH)4].

тетрагидроксоцинкат калия

5. Щелочи взаимодействуют с растворами солей, образуя новое основание и новую соль.

Например:

2NaОН + СuSО4 = Сu(ОH)2 v+ Na2SО4,

ЗNH4ОН + АlСl3 = А1(ОН)3 v+ 3NH4Cl,

2КОН + МnС12 = Мn(ОН)2 v+ 2КС.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства либо оснований, либо кислот.

К амфотерным гидроксидам относятся:

Ве(ОН)2, Zn(ОН)2, А1(ОН)3, Сr(ОН)3, Sn(ОН)2, Рb(OH)2

и некоторые другие.

Амфотерные гидроксиды реагируют:

а) с кислотами,

Например:

А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + ЗН2О,

Zn(ОН)2 + Н2SО4 = ZnSO4 + 2Н2О;

б) с кислотными оксидами,

2А1(ОН)3 +3SiO2 А12(SiO3)3 + ЗН2О.

В этих реакциях амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований.

в) с основаниями,

при сплавлении твердых веществ образуются соли.

Например:

А1(ОН)3 + NaОН тв. NaА1O2 + 2Н2О,

Zn(ОН)2 + 2КОН тв. К2ZnO2 + 2H2O.

В этих реакциях амфотерные гидроксиды проявляют свойства кислот.

В реакциях с водными растворами щелочей образуются соответствующие комплексные соединения.

Например:

А1(ОН)3 + NaОН раствор = Na[А1(OH)4],

тетрагидроксоалюминат натрия

Zn(ОН)2 + 2КОН раствор = K2[Zn(OH)4]

тетрагидроксоцинкат калия

г) с основными оксидами:

2Cr(OH)3 + K2O 2KCrO2 + 3H2O.

В этой реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. Реакция протекает при сплавлении реагентов.

Способы получения оснований

1. Общим способом получения оснований является реакция обмена раствора соли сраствором щелочи. При взаимодействии образуется новое основание и новая соль.

Например:

CuSO4 + 2КОН = Cu(OH)2 v + К2SО4,

K2CO3 + Ва(ОН)2 = 2КОН + ВаСО3v.

Этим методом могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания.

2. Щелочи можно получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Например:

2Nа +2Н2О = 2NаОН + Н2^,

Са +2Н2О = Са(ОН)2 + Н2^.

3. Щелочи могут быть получены также взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Например:

Nа2О + Н2О = 2NаОН,

СаО+Н2О = Са(ОН)2.

4. В технике щелочи получают электролизом растворов солей (например, хлоридов).

Например:

2NaС1 + 2Н2О 2NаОН + Н2^ + С12^.

Области применения оснований

Гидроксиды натрия и калия (NаОН и КОН) используются для очистки нефтепродуктов, для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, применяются в текстильной и кожевенной промышленности и др. Щелочи входят в состав растворов для химического обезжиривания поверхностей черных и некоторых цветных металлов перед нанесением защитных и декоративных покрытий.

Гидроксиды калия, кальция, бария применяются в нефтяной промышленности для приготовления ингибированных буровых растворов, позволяющих разбуривать неустойчивые горные породы. Закачка в пласт растворов щелочей способствует повышению нефтеотдачи продуктивных пластов.

Гидроксиды железа (III), кальция и натрия используются в качестве реагентов для очистки газов от сероводорода.

Гашеная известь Са(ОН)2 применяется в качестве ингибитора коррозии металлов под действием морской воды, а также в качестве реагента для устранения жесткости воды и очистки мазута, идущего на приготовление смазочных масел.

Гидроксиды алюминия и железа (III) используются в качестве флокулянтов для очистки воды, а также для приготовления буровых растворов.

1.2.3 Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, распадающиеся в водном растворе (или расплаве) на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (определение Аррениуса).

Например:

Классификация кислот

1. Все кислоты по основности можно подразделить на одноосновные и многоосновные.

Основность кислот определяется количеством атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли.

Одноосновные кислоты

Например:

HCI - хлороводородная (соляная кислота),

НJ- йодоводородная кислота,

HBr - бромоводородная кислота,

НNО3 - азотная кислота,

НСN - циановодородная (синильная) кислота,

HPO3 - метафосфорная кислота,

HNO2 - азотистая кислота и др.

Многоосновные кислоты
а) двухосновные:
например:
Н2S- сероводородная кислота,
H2SO4 - серная кислота,
Н2SО3 - сернистая кислота,
Н2СО3 - угольная кислота,
H3PO3 (H2HPO3) - фосфористая кислота.
в) трехосновные:
например:
H3PO4 - ортофосфорная кислота,
H3AsO4 - ортомышьяковая кислота и др.
2. По наличию в составе молекулы кислоты кислорода все кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты).
Бескислородные кислоты (как говорит само название) не содержат в своем составе кислорода.
Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов (ангидридов кислот):
SO2 + Н2О = Н2SО3 - сернистая кислота,
CO2 + H2O = H2CO3 - угольная кислота,
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 - ортофосфорная кислота.

Некоторые кислотные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, но соответствующие им гидраты, полученные другим способом, представляют собой кислородсодержащие кислоты.

Например:

SiO2 + H2O >

Данная реакция не идет, но в качестве гидрата оксиду кремния (IV) соответствует кремниевая кислота H2SiO3, которую можно получить косвенным путем.

3. В зависимости от количества молекул воды, присоединенных одной молекулой кислотного оксида (ангидрида), кислородсодержащие кислоты можно подразделить на мета-, пиро- и орто - формы.

Например:

Р2О5 + Н2О = 2НРО3 - метафосфорная кислота,

P2O5 + 2H2O = H4P2O7 - пирофосфорная кислота,

Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4 ортофосфорная кислота.

Если кислота имеет две формы, то менее богатая водой форма -это метаформа кислоты, более богатая водой форма ортоформа кислоты.

Например:

НВО2 - метаборная кислота,

Н3ВО3 - ортоборная кислота,

НА1O2 - метаалюминиевая кислота,

H3AlO3 - ортоалюминиевая кислота и др.

Номенклатура кислот

Водные растворы галогеноводородов, а также водородных соединений серы, селена, теллура и некоторые другие рассматривают как бескислородные кислоты.

Названия бескислородных кислот образуются от названия неметалла с прибавлением слова водородная:

Например:

HF- фтороводородная кислота

НС1 - хлороводородная кислота

НВr - бромоводородная кислота

HJ- йодоводородная кислота

НСN - циановодородная кислота

НСNS - родановодородная кислота

Традиционные названия кислородсодержащих кислот образуются в зависимости от названия элемента, образующего кислоту (кислотообразующего элемента), с учетом степени его окисления. Если кислотообразующий элемент имеет высшую (совпадающую с номером группы в периодической системе элементов) или любую единственную степень окисления, то название кислоты складывается из названия элемента с добавлением следующих суффиксов: -н-, -ов- или -ев-.

Например:

H2S+6O4 - серная кислота,

НМn+7О4 - марганцовая кислота,

H2Ge+4O3 - германиевая кислота.

Традиционные названия кислородсодержащих кислот представлены в табл. 2.1.

Таблица 2.1

Традиционные названия некоторых кислородсодержащих кислот

Формула

Название

H3AsO4

Ортомышьяковая кислота

H3AsO3

Ортомышьяковистая кислота

HAsO3

Метамышьяковая кислота

H3BO3

Ортоборная кислота

НВО2

Метаборная кислота

НВrO4

Бромная кислота

HBrO3

Бромноватая кислота

НВrО

Бромноватистая кислота

Н2CO3

Угольная кислота

HClO4

Хлорная кислота

HClO3

Хлорноватая кислота

HClO2

Хлористая кислота

НС1O

Хлорноватистая кислота

НМnО4

Марганцовая кислота

Н2МnО4

Марганцовистая кислота

НNO3

Азотная кислота

НNO2

Азотистая кислота

H3PO4

Фосфорная кислота

Н3PО3

Ортофосфористая кислота

Н4P2O7

Дифосфорная (пирофосфорная) кислота

H2SO4

Серная кислота

H2S2O7

Дисерная кислота

H2SO3

Сернистая кислота

H2SiO3

Кремниевая кислота

H2CrO4

Хромовая кислота

H2Cr2O7

Двухромовая кислота

CH3COOH

Уксусная кислота
Графическое изображение формул кислот
В бескислородных кислотах атомы водорода непосредственно связаны с атомом неметалла.
Например:
В кислородсодержащих кислотах атомы водорода, определяющие основность кислоты, связаны с атомом кислотообразующего элемента через атом кислорода. Атомы кислорода, не связанные с водородом, соединены c атомом кислотообразующего элемента кратными связями или же образуют кислородные мостики.
Например:

Физические свойства кислот

Большинство кислот представляют собой жидкости (Н2SО4, НNО3 и др.) или твердые вещества (H3PO4, H2SiO3, H3BO3). Растворимые в воде кислоты придают раствору кислый вкус (за счет свободных ионов водорода), разъедают растительные и животные ткани, окрашивают индикаторы (лакмус, метилоранж и метилрот) в красный цвет.

Химические свойства кислот
1. Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации), образуя соль и воду.
Например:
H2SO4 + 2КОН = K2SO4 + 2Н2О,
2НNО3 + Мg(ОН)2 = Мg(NO3)2 + 2Н2О.
2. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду.
Например:
Н2SО4 + СuO = СuSO4 + Н2О,
6НС1 + Al2O3 = 2AlCl3 + ЗН2О.
3. Кислоты могут взаимодействовать с солями более слабых или более летучих кислот, образуя новую соль и новую кислоту.
Например:
2НС1 + K2CO3 = 2КС1 + H2CO3 (H2O + CO2),
Н2SО4 + 2NаС1 = Na2SO4 + 2НС1^
В первой реакции сильная хлороводородная кислота (НСl) вытесняет более слабую угольную кислоту (Н2СО3), а во второй реакции сильная и нелетучая серная кислота (Н2SО4) вытесняет тоже сильную, но более летучую хлороводородную кислоту.
4. Кислоты реагируют с активными металлами с образованием соли и водорода.
Например:
2HCl + Мg = MgCl2 + Н2^,
Са + 2СН3СООН = Са(СН3СОО)2 + Н2^.
Так реакции будут протекать с любой растворимой в воде и не проявляющей специфического окислительного действия кислотой.
При реакциях металлов с кислотами окислителями, например, Н2SO4 (концентрированный раствор) или HNO3 (раствор любой концентрации) водород практически не выделяется.
Например:
Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2^ + 2H2O,
8HNO3 (конц.) + 3Мg = 3Mg(NO3)2 + 2NO^ + 4H2O.
Такие реакции специфичны и рассматриваются в теме «Окислительно-восстановительные реакции» (см. главу 10).

Способы получения кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде.

Например:

Н2 + С12 = 2НС1,

Н2 + S = H2S.

2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием некоторых кислотных оксидов (ангидридов кислот) с водой.

Например:

SO3 + H2O = Н2SО4,

N2O5 + Н2О = 2HNO3.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и кислотами.

Например:

Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3v,

AgNO3 + HCl = AgClv + НNO3,

FeS + 2HCI = FeCl2 + H2S^,

CuSO4 + H2S = CuSv + H2SO4.

Области применения кислот
Азотная (HNO3) кислота широко используется для производства удобрений, красителей, лаков, пластмасс, лекарственных и взрывчатых веществ, а также химических волокон.
Серная кислота (Н2SО4) расходуется в больших количествах для производства минеральных удобрений, красителей, химических волокон, пластмасс, лекарственных веществ. Используется для извлечения металлов из руд, заполнения кислотных аккумуляторов. Находит применение в нефтяной промышленности для очистки нефтепродуктов.
Фосфорная кислота используется в составах для обезжиривания металлических поверхностей перед нанесением защитных покрытий, входит в состав композиций для преобразования ржавчины перед покраской, применяется для защиты от коррозии трубопроводов, прокачивающих морскую воду.
Соляная кислота широко применяется в нефтяной промышленности для обработки призабойных зон скважин с целью увеличения нефтеотдачи пластов, используется в составах травильных растворов для удаления ржавчины и отложений в трубопроводах и скважинах, а также как отвердитель фенол-формальдегидных смол.

1.2.4 Соли

Солями называются сложные вещества, распадающиеся в водном растворе (или расплаве) на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка:

Например:

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, то есть как продукт замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атом металла либо как продукт замещения гидроксильных групп в молекуле основания на соответствующие кислотные остатки.

В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные и двойные.

Рис. 2.5. Схема классификации солей

Средние соли можно рассматривать, как продукт полного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами металла.

Например:

Кислые соли (гидросоли) - представляют собой продукты неполного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами металла.

Кислые соли - продукт неполной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.

От двухосновных кислот (H2SO4, H2CO3, H2S и т.д.) можно получить только один тип кислых солей - однозамещенные (атом металла замещает только один атом водорода кислоты).

Например:

Серная кислота при неполной нейтрализации гидроксидом натрия образует одну кислую соль - NаНSО4.

H2SO4 + NaOH = NаНSО4 + H2O.

Oт трехосновных кислот можно получить уже два типа кислых солей: однозамещенные и двухзамещенные.

Например,

При неполной нейтрализации ортофосфорной кислоты (Н3РО4) гидроксидом натрия можно получить и однозамещенную соль NаН2РО4:

Н3РО4 + NаОН = NаН2РО4 + Н2О

и двухзамещенную соль Nа2НРО4:

H3PO4 + 2NаОН = Nа2НРО4 + 2H2O.

Основные соли (гидроксосоли) можно рассматривать как продукт неполного замещения гидроксильных групп основания или амфотерного гидроксида на кислотные остатки.

Основные соли - продукт неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой.

Основные соли могут образовывать только многокислотные основания, причем двухкислотные основания образуют только один тип основных солей, а трехкислотные - два.

Например:

Мg(ОН)2 - двухкислотное основание при неполной нейтрализации образует основную соль

а при дальнейшей нейтрализации образуется средняя соль:

Al(OH)3 - трехкислотное основание образует при неполной нейтрализации две основные соли:

При дальнейшей (полной) нейтрализации образуется средняя соль:

Двойные соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот.

Например:

KAl(SO4)2 - алюмокалиевые квасцы, сульфат алюминия - калия,

KCr(SO4)2 - хромовокалиевые квасцы, сульфат хрома (III) - калия,

CaCl2O - хлорная известь, хлорид-гипохлорит кальция.

Номенклатура солей

Названия солей тесно связаны с названиями кислот. Соли многих распространенных кислот (как и сами эти кислоты) имеют укоренившиеся в русском языке традиционные химические названия, которые образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием степени его окисления в скобках римскими цифрами.

Например:

Nа2СО3 - карбонат натрия,

FeSO4 - сульфат железа (II),

Fе2(SO4)3 - сульфат железа (III).

В таблице 2.2. приведены традиционные названия кислотных остатков наиболее распространенных кислот.

Таблица 2.2

Традиционные названия кислот и кислотных остатков наиболее распространенных кислот

Формула

кислоты

Название кислоты

Формула

кислотного остатка

Название кислотного остатка

HNO2

Азотистая

NO2 1

Нитрит

HNO3

Азотная

NO3 1

Нитрат

HBr

Бромоводородная

Br 1

Бромид

HJ

Йодоводородная

J 1

Иодид

HF

Фтороводородная

F 1

Фторид

H2SiO3

Кремниевая

SiO3 2

HSiO3 1

Силикат

Гидросиликат

HMnO4

Марганцовая

MnO4 1

Перманганат

H2MnO4

Марганцовистая

MnO4 2

Манганат

H2SO4

Серная

SO4 2

HSO4 1

Сульфат

Гидросульфат

H2SO3

Сернистая

SO3 2

HSO3 1

Сульфит

Гидросульфит

H2S

Сероводородная

S 2

HS 1

Сульфид

Гидросульфид

H2CO3

Угольная

CO3 2

HCO3 1

Карбонат

Гидрокарбонат

CH3COOH

Уксусная

CH3COO 1

Ацетат

H3PO4

Ортофосфорная

PO4 3

H2PO4 1

HPO4 2

Ортофосфат

Дигидрофосфат

Гидрофосфат

HPO3

Метафосфорная

PO3 1

Метафосфат

H3PO3

(H2HPO3)

Ортофосфористая

HPO3 2

Фосфит

H3PO2

(HH2PO2)

Фосфорноватистая

H2PO2 1

Гипофосфит

HCl

Хлороводородная

Cl 1

Хлорид

HClO

Хлорноватистая

ClO 1

Гипохлорит

HClO2

Хлористая

ClO2 1

Хлорит

HClO3

Хлорноватая

ClO3 1

Хлорат

HClO4

Хлорная

ClO4 1

Перхлорат

H2Cr2O7 x)

Двухромовая

Cr2O7 2

Бихромат

x) Кислоты в свободном виде не известны.

Химические названия кислых солей образуются, добавлением к названию соответствующей средней соли приставки «гидро».

Если число атомов водорода в кислотном остатке больше единицы, то это число указывают в названии с помощью числовой приставки.

Примеры химических названий кислых солей:

КHSO4- гидросульфат калия,

Ba(HSO3)2 - гидросульфит бария,

(NН4)2НРО4 - гидрофосфат аммония,

Ca(H2PO4)2 - дигидрофосфат кальция.

Химические названия основных солей образуются, добавлением к наименованию соответствующей средней соли приставки «гидрокcо».

Примеры традиционных названий основных солей:

FеОНNО3- нитрат гидроксожелеза (П),

(CoOH)2SO4 - сульфат гидроксокобальта (П),

(СuОН)2СО3 - карбонат гидроксомеди (П),

РbОНСlO4 - перхлорат гидроксосвинца (П).

При выделении некоторых солей из водных растворов вода может входить в состав образующихся кристаллов. Такие вещества называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода - кристаллизационной. Состав кристаллогидратов принято выражать формулами, показывающими количество кристаллизационной воды, содержащееся в одном моль кристаллогидрата.

Например:

KAl(SO4)2·10Н2О - кристаллогидрат сульфата калия алюминия, содержащий на 1 моль KAl(SO4)2 десять моль воды.

Называя кристаллогидраты, следует перед названием соответствующей соли с помощью числовых приставок и слова гидрат обозначить количество воды (в молях), приходящееся на один моль кристаллогидрата.

Например:

CuSO4 · 5Н2О- пентагидрат сульфата меди (П),

Nа2SО4 · 10 Н2О - декагидрат сульфата натрия.

Графическое изображение формул солей
Для того, чтобы изобразить формулу соли графически, следует:
1. Правильно написать эмпирическую формулу этого соединения.
2. Учитывая, что любая соль может быть представлена как продукт нейтрализации соответствующих кислоты и основания, следует изобразить отдельно формулы кислоты и основания, которые образуют данную соль.
Например:
Ca(HSO4)2 - гидросульфат кальция можно получить при неполной нейтрализации серной кислоты H2SO4 гидроксидом кальция Са(ОН)2.
3. Определить, какое количество молекул кислоты и основания требуется для получения молекулы этой соли.
Например:
Для получения молекулы Ca(HSO4)2 требуется одна молекула основания (один атом кальция) и две молекулы кислоты (два кислотных остатка НSО41).
Са(ОН)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O.
Далее следует построить графические изображения формул установленного числа молекул основания и кислоты и, мысленно убрав участвующие в реакции нейтрализации и образующие воду анионы гидроксила основания и катионы водорода кислоты, получить графическое изображение формулы соли:

Физические свойства солей

Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде их можно подразделить на

Страница:


Подобные документы

  • Номенклатура и химические свойства основных классов неорганических веществ

    Классификация и закономерности протекания химических реакций. Переходы между классами неорганических веществ. Основные классы бинарных соединений. Оксиды, их классификация и химические свойства. Соли, их классификация, номенклатура и химические свойства.

    лекция [316,0 K], добавлен 18.10.2013

  • Основные классы неорганических соединений

    Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.

    лабораторная работа [15,5 K], добавлен 17.09.2013

  • Важнейшие классы и номенклатура неорганических соединений

    Соединения элементов с кислородом. Способы получения оксидов. Взаимодействие веществ с кислородом. Определение кислоты с помощью индикаторов. Основания, растворимые в воде. Разложение кислородных солей при нагревании. Способы получения кислых солей.

    реферат [14,8 K], добавлен 13.02.2015

  • Основные классы неорганических соединений

    Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.

    методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014

  • Токсическое действие неорганических веществ

    Потребность организма в микроэлементах и их биологические функции. Механизм токсичности металлов. Поступление, распределение и выведение соединений металлов. Химико-токсикологическая характеристика неорганических веществ (кислоты, щелочи, их соли).

    презентация [1,9 M], добавлен 29.01.2015

  • Сравнение органических и неорганических веществ

    Сравнительная характеристика органических и неорганических химических соединений: классификация, строение молекулярной кристаллической решетки; наличие и тип химической связи между атомами; относительная молекулярная масса, распространение на планете.

    презентация [92,5 K], добавлен 11.05.2014

  • Гидролиз

    Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз углеводов, белков, аденозинтрифосфорной кислоты. Краткая классификация солей. Слабые кислоты и основания. Гидролиз неорганических соединений: карбидов, галогенидов, фосфидов, нитридов.

    презентация [463,7 K], добавлен 01.09.2014

  • Общая и неорганическая химия

    Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

    учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

  • Стереохимия координационных соединений

    Комплексные соединения как обширный класс химических веществ, количество которых значительно превышает число обычных неорганических соединений. Роль геометрической изомерии в становлении и утверждении координационной теории, анализ разновидностей.

    контрольная работа [393,5 K], добавлен 12.03.2015

  • Классы неорганических веществ. Растворы электролитов. Размеры атомов и водородная связь

    Общие принципы классификации сложных и простых неорганических веществ. Размеры атомов и их взаимосвязь с положением в периодической системе элементов. Понятие электрической диссоциации и растворы электролитов. Водородная связь и мембранные сенсоры.

    контрольная работа [138,6 K], добавлен 01.02.2011

  • Элементоорганические соединения

    Рассмотрение истории получения металлорганических соединений; их классификация по характеру связи металл-углерод. Ознакомление с химическими свойствами борорганических соединений. Сферы применения моно- и дифункциональных кремнийорганических соединений.

    реферат [48,9 K], добавлен 25.12.2011

  • Синтез 5н-спиро [хромен -2,2†– [1,3] – оксазонидин] – 4-она

    Производные пантоевой кислоты. Соли 4 (5Н) – оксазолония, их синтез и свойства. Методы синтеза и очистки исходных соединений, анализа и идентификации синтезированных соединений. Порядок проведения экспериментов и исследование полученных результатов.

    дипломная работа [237,2 K], добавлен 28.01.2014

  • Основания

    Понятие оснований, как класса неорганических соединений. Основания в теориях Дж. Бренстеда и Г. Льюиса. Физические свойства оснований. Основные способы получения оснований. Химические свойства. Использование оснований в химии и промышленности.

    курсовая работа [2,4 M], добавлен 24.06.2008

  • Антисептики и дезинфицирующие средства

    Условия, определяющие противомикробную активность. Механизм действия органических соединений ароматического (группы фенола, нитрофурана) и алифатического (группа формальдегида, спирты) ряда, неорганических веществ (галогены, окислители, бигуаниды).

    презентация [21,0 M], добавлен 26.05.2014

  • Магнийорганические соединения

    Использование магнийорганических соединений и химия элементоорганических соединений. Получение соединений различных классов: спиртов, альдегидов, кетонов, эфиров. История открытия, строение, получение, реакции и применение магнийорганических соединений.

    курсовая работа [34,4 K], добавлен 12.12.2009

  • Химические реакции и уравнения

    Оксиды, кислоты, основания, амфотерность, соли. Оксиды в трех агрегатных состояниях: в твердом, жидком и газообразном. Химические свойства кислот. Соляная кислота и хлороводород. Амфотерные оксиды и гидроксиды. Химические свойства солей.

    шпаргалка [73,6 K], добавлен 11.09.2003

  • Практикум по органической химии

    Основные операции при работе в лаборатории органической химии. Важнейшие физические константы. Методы установления строения органических соединений. Основы строения, свойства и идентификация органических соединений. Синтезы органических соединений.

    методичка [2,1 M], добавлен 24.06.2015

  • Классификация, изомерия и номенклатура органических соединений. Реакционная способность углеводородов

    Изомерия как явление существования соединений, одинаковых по составу, но разных по строению и свойствам. Межклассовая изомерия, определяемая природой функциональной группы. Виды пространственной изомерии. Типы номенклатуры органических соединений.

    презентация [990,3 K], добавлен 12.03.2017

  • Синтез и свойства комплексов железа (II) и железа (III)

    Физические свойства элементов VIIIB группы и их соединений, в частности, соединений железа. Анализ комплексных соединений железа (II) и железа (III) с различными лигандами с точки зрения теории кристаллического поля. Строение цианидных комплексов железа.

    курсовая работа [1,3 M], добавлен 24.02.2011

  • Синтез и исследование свойств соединений клотримазола с солями d-элементов (Cu2+, Au3+)

    Комплексные соединения d-металлов с органическим лигандом группы азолов. Анализ состава солей и их характеристик. Приготовление растворов хлористоводородной кислоты. Исследование свойств соединений клотримазола с солями d-элементов (Cu2+, Au3+).

    курсовая работа [3,2 M], добавлен 12.05.2019

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.

© 2000 — 2023, ООО «Олбест» Все права защищены