Бронза: Cu (70-96%), Sn (все остальное).
Константан: Cu (55%), Ni (44%).
Латунь: Cu (54-90%), Zn (все остальное).
Нойзильбер: Cu (50-65%), Ni (8-26%), Zn (все остальное).
Применение:
Бронза – изготовление деталей машин. Константан – материал электросопротивления.
Латунь – изготовление проводов, листов, профилей, арматуры. Нойзильбер – материал для приборов точной механики и ме-
Вопрос № 21
От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов металлов? Поясните на конкретных примерах.
Свойства оксидов и гидроксидов металлов зависят от степени окисления металла. Чем выше степень окисления металла, тем сильнее выражены его кислотные свойства. Это хорошо видно на примере оксидов хрома.
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства. При реакциях с кислотами они образуют соли.
СrO + 2НСl = СrСl2 + Н2 О
Сr(ОН)2 + 2НСl = CrCl2 + 2Н2 O
Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями:
Сr2 О3 + 6HCl = 2СrСl3 + 3Н2 О Сr2 О3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na
Сr(ОН)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2 О Сr(ОН)3 + NaOH = Na
Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом, при реакции с водой образует хромовую кислоту Н2 CrO4 :
СrO3 + Н2 О = Н2 CrO4
При реакции хромовой кислоты или оксида хрома (VI) с основаниями образуются соли – хроматы:
СrО2 + 2NaOH = Na2 CrO4 + Н2 О
Н2 СrО4 , + 2NaOH = Na2 CrO4 + 2Н2 O
Задача № 1
Какую массу чистого железа можно получить из 250 т руды с массовой долей пирита FeS2 0,7, если выход составляет 82%?
Из пирита сначала получают оксид железа (III):
FeS2 + О2 Fе2 О3 + SO2
Для расстановки коэффициентов воспользуемся методом электронного баланса:
2 − 1 |
3 − 2 |
4 − 2 |
||
FeS2 |
→ Fe2 O3 |
|||
−1 |
− 10e− → |
|||
− → |
||||
Fe − e |
||||
4e − → |
−2 |
|||
4FeS2 + 11O2 = 2Fе2 О3 + 8SO2
Из оксида железа (III) железо можно получить при помощи любогоподходящеговосстановителя, например оксидауглерода(II):
Fе2 О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2 (2)
Вычислим массу чистого пирита в руде:
M(FeS2 ) = w(FеS2 ) · m(руды) = 0,7 · 250 т = 175 т.
Вычислим молярную массу пирита:
M(FeS2 ) = 56 + 32 · 2 = 120 г/моль
Вычислим количество вещества пирита:
По уравнению (1) из 4 моль пирита получится 2 моль оксида железа. По уравнению (2) из 1 моль оксида железа получается 2 моль железа. Всего, значит, из 4 моль пирита получается 4 моль железа. Следовательно, из 1,46·106 моль пирита при теоретическом 100% выходе можно получить 1,46·106 моль железа. Поскольку выход железа составляет 82%, или 0,82, практически можно получить 0,82 · 1,46·106 ≈ 1,2·106 моль. Молярная масса железа равна 56 г/моль, вычислим массу железа:
m(Fe) = ν (Fe) · M(Fe) = 1,2·106 моль · 56 г/моль = 67,2 · 106 = 67,2 т.
Ответ : можно получить 67,2 т железа.
Задача № 2
При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько по массе и количеству вещества образовалось гидроксида натрия в растворе.
Запишем уравнения процессов, происходящих на электродах:
2H2 O + 2e− → 2OH− + H2 |
|
2Cl− − 2e− → Cl2 |
|
2NaCl + 2H2 O = 2NaOH + Сl2 + Н2
Таким образом, в растворе образуется гидроксид натрия, на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.
По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на катоде водорода приходится 2 моль образовавшегося в растворе гидроксида натрия. Пусть при выделении 0,32 моль водорода в растворе образуется х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:
1 2 = 0, x 32 , x = 0,32 1 2 = 0,64 моль
Определим молярную массу гидроксида натрия:
m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,64 моль · 40 г/моль = 25,6 г.
Ответ : в растворе образовалось 0,64 моль (25,6 г) гидроксида натрия.
Задача № 3
Через 1 л 18%-го раствора сульфата меди (II) (ρ = 1,12 г/см3 ) пропустили 23,2 л сероводорода. Какое вещество и сколько по массе выпало в осадок?
В осадок выпадает сульфид меди (II):
CuSO4 + H2 S = CuS↓ + H2 SO4
Вычислим количество вещества сероводорода:
Вычислим массу раствора сульфата меди: m(раствора) = ρ · V = 1,12 г/мл · 1000 мл = 1120 г.
Вычислим массу сульфата меди в растворе:
m(CuSO4 ) = c(CuSO4 ) · m(раствора) = 0,18 · 1120 г = 201,6 г
Определим молярную массу сульфата меди:
M(CuSO4 ) = 64 + 32 + 16 · 4 = 160 г/моль
Вычислим количество вещества сульфата меди:
По уравнению реакции 1 моль сероводорода реагирует с 1 моль сульфата меди, значит в реакцию с 1,036 моль сероводорода вступит 1,036 моль сульфата меди, то есть сульфат меди взят в избытке и расчет ведем по сероводороду. По уравнению реакции из 1 моль сероводорода образуется 1 моль сульфида меди (II), значит из 1,036 моль сероводорода образуется 1,036 моль сульфида меди (II). Вычислим молярную массу сульфида меди (II):
M(CuS) = 64 + 32 = 96 г/моль.
Вычислим массу сульфида меди (II):
m(CuS) = ν (CuS) · M(CuS) = 1,036 моль · 96 г/моль ≈ 120,96 г.
В осадок выпадает 121 г сульфида меди (II).
Задача № 4
При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40%-ным раствором гидроксида натрия (ρ = 1,4 г/см3 ) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите процентный состав исходной смеси и объем раствора NaOH, вступившего в реакцию.
Уравнения реакций:
2Аl + 2NaOH + 6Н2 О = 2Na + 3Н2 (1)
Аl2 O3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na (2)
Вычислим количество вещества выделившегося водорода:
По уравнению реакции при взаимодействии 2 моль алюминия с раствором щелочи выделяется 3 моль водорода. Пусть 0,15 моль водорода выделится при реакции x моль алюминия с раствором щелочи. Составим пропорцию:
2 3 = 0, x 15 , x = 0,15 3 2 = 0,1 моль
Молярная масса алюминия равна 27 г/моль, вычислим массу алюминия:
m(Al) = ν (Al) · M(Al) = 0,1 моль · 27 г/моль = 2,7 г
Вычислим массовую долю алюминия в смеси:
w(Al) = |
m(Al) |
100% = |
100% = 30% |
|||
m(смеси) |
||||||
Вычислим массовую долю оксида алюминия в смеси: w(Аl2 О3 ) = 100% – w(Al) = 70%.
По уравнению (1) 2 моль алюминия реагирует с 2 моль гидроксида натрия, значит 0,1 моль алюминия реагирует с 0,1 моль гид-
роксида натрия. В смеси содержится 9 – 2,7 = 6,3 г оксида алюминия. Вычислим молярную массу оксида алюминия:
М(Аl2 O3 ) = 27 · 2 + 16 · 3 = 102 г/моль.
Вычислим количество вещества оксида алюминия:
По уравнению реакции (2) 1 моль оксида алюминия реагирует с 2 моль гидроксида алюминия. Пусть 0,062 моль оксида алюминия реагирует с х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:
1 2 = 0,062 х , x = 0,062 1 2 = 0,124 моль
Таким образом, всего необходимо 0,1 + 0,124 = 0,224 моль гидроксиданатрия. Определиммолярнуюмассугидроксиданатрия:
M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль
Вычислим массу гидроксида натрия:
m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,224 моль · 40 г/моль = 8,96 г.
Вычислим массу раствора гидроксида натрия с концентрацией
40%, или 0,4.
m(раствора) = |
m(NaOH) |
≈ 22,4 г |
|||
c(NaOH) |
|||||
Вычислим объем раствора: гидроксида натрия:
V = m ρ = 1,22 4 г,4 / млг = 16 мл
Ответ : в смеси содержится 30% алюминия и 70% оксида алюминия; потребуется 16 мл раствора гидроксида натрия.
Задача № 5
Вещество, полученное при прокаливании 1,28 г меди в струе кислорода, превратили в хлорид меди (II). Вычислите, какой объем (в мл) 4%-ной соляной кислоты (ρ = 1,02 г/см3 ) израсходовали и какова масса выделившегося хлорида меди (II).
Припрокаливаниимедивкислородеобразуетсяоксидмеди(II):
2Cu + О2 = 2CuO (1)
При реакции оксида меди (II) с соляной кислотой образуется хлорид меди (II):
СuО + 2НСl = СuСl2 + H2 O
Молярная масса меди равна 64 г/моль. Вычислим количество вещества меди:
По уравнению реакции (1) из 2 моль меди образуется 2 моль оксида меди (II), значит из 0,02 моль меди образуется 0,02 моль оксида меди (II). По уравнению (2) 1 моль оксида меди (II) реагирует с 2 моль хлороводорода. Пусть 0,02 моль оксида меди (II) реагирует с х моль хлороводорода. Составим пропорцию:
1 2 = 0, х 02 , x = 0,02 1 2 = 0,04 моль
Определим молярную массу хлороводорода:
М(НСl) = 1 +35,5 = 36,5 г/моль.
Вычислим массу хлороводорода:
m(HCl) = ν (HCl) · M(HCl) = 0,04 моль· 36,5 г/моль = 1,46 г.
Вычислим массу 4%-ной соляной кислоты:
Вычислим объем соляной кислоты:
По уравнению реакции (2) из 1 моль оксида меди (II) образуется 1 моль хлорида меди (II), значит из 0,02 моль оксида меди (II) образуется 0,02 моль хлорида меди (II). Определим молярную массу хлорида меди (II):
М(СuСl2 ) = 64 + 35,5 · 2 = 135 г/моль.
Вычислим массу хлорида меди (II):
m(CuCl2 ) = ν (CuCl2 ) · M(CuCl2 ) = 0,02 моль · 135 г/моль = 2,7 г.
Ответ : израсходовали 35,8 мл соляной кислоты; образовалось 2,7 г хлорида меди (II).
Глава VI. Неметаллы
Задачи к §§1-3 (стр.140)
Вопрос № 1
Чем отличается строение атомов и простых веществ неметаллов от металлов?
а) Атомы большинства неметаллов имеют 4 и более электрона на внешней электронной оболочке, у атомов металлов же на внешней оболочке находится от одного до трех электронов.
б) Простые вещества – металлы всегда образуют так называемую металлическую кристаллическую решетку. Простые вещества
– неметаллы либо образуют атомную решетку (например, углерод, кремний, сера, фосфор), либо имеют молекулярное строение (например, водород, кислород, азот).
Вопрос № 2
На основе периодической системы выявите закономерности, наблюдаемые при изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов.
В группах периодической системы при движении сверху вниз окислительные свойства неметаллов ослабевают, и соответственно восстановительные свойства усиливаются.
В периодах окислительные свойства неметаллов усиливаются слева направо.
Вопросы №№ 4-5
Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов в периодах и группах? Даны формулы кислотных
оксидов: a) N2 O5 , CO2 , Cl2 O7 и SO3 ; б) P2 O5 , As2 O5 , N2 O5 и Sb2 O5 . Рас-
положитеихвпорядкевозрастаниякислотныхсвойствоксидов.
Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому порядок будет следующим:
а) СО2 , N2 O5 , SO3 , Cl2 O7
б) Sb2 O5 , AS2 O5 , P2 O5 , N2 O5
Вопрос № 6
Пользуясь таблицей учебника (стр. 134), дополнительно напишите по два-три уравнения химических реакций кислотных оксидов, не представленных в таблице, с основаниями, основными оксидами, водой.
1) Реакции с основаниями:
SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2 О
Р2 O5 + 6КОН = 2К3 РO4 + 3Н2 O
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + Н2 O
2) Реакции с основными оксидами:
SO2 + СаО = СаSО3
P2 O5 + 3СаО = Са3 (РO4 )2
CO2 + Na2 O = Na2 CO3
3) Реакции с водой:
Сl2 О7 + Н2 O = 2НСlO4 N2 O5 + Н2 O = 2HNO3
Вопрос № 7
Укажите сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот.
Общие свойства . Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6:
Cu + 4НNО3 = Cu(NО3 )2 + 2NO2 + 2Н2 O
Cu + 2H2 SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2 O
Отличительные свойства . Разбавленная серная кислота реагирует с металлами с выделением водорода, то есть окислителем служит водород в степени окисления +1.
Mg + H2 SO4 = MgSO4 + H2
Mg − 2e |
− → Mg |
|
− → H 2 |
||
В разбавленной азотной кислоте же окислителем все равно является азот в степени окисления +5. Состав продуктов реакции зависит от концентрации кислоты и химической активности металла:
3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O 4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3 )2 + N2 О + 5H2 O
Вопрос № 8
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от +6 до +4. Составьте уравнение.
2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6Н2 O
2e − → |
|||
−3e − → |
|||
Вопрос № 9
Почему нелетучие водородные соединения так резко отличаются от летучих водородных соединений?
В Е Щ Е С Т В А
_________________________________
простые сложные
____/______ ______________/___________
металлы неметаллы оксиды гидроксиды соли
К, Ва S, P Р 2 О 5 H 2 SO 4 Cu(NO 3) 2
Na 2 O Вa(ОH) 2 Na 2 CO 3
Рассмотрим классификацию, химические свойства и методы получения сложных веществ.
ОКСИДЫ
ОКСИД – это сложное вещество, состоящее из двух элементов, один из которых кислород, находящийся в степени окисления -2.
Исключения составляют:
1) соединения кислорода и фтора – фториды: например, фторид кислорода OF 2 (степень окисления кислорода в этом соединении +2)
2) пероксиды (соединения некоторых элементов с кислородом, в которых имеется связь между атомами кислорода), например:
пероксид водорода Н 2 О 2 пероксид калия K 2 O 2
Примеры оксидов: оксид кальция - СаО, оксид бария - ВаО. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названии в скобках указывается римской цифрой валентность элемента, например: оксид серы (IV) - SO 2 , оксид серы (VI) - SO 3 .
Все оксиды можно разделить на две большие группы: солеобразующие(образующие соли) и несолеобразующие.
Солеобразующие подразделяют на три группы: основные, амфотерные и кислотные.
О К С И Д Ы
_________________/__________________
солеобразующие несолеобразующие
СО, N 2 O, NO
↓ ↓ ↓
основные амфотерные кислотные
(им (им соответсвуют
соответствуют, кислоты)
основания)
CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5 , Mn 2 О 7
Cr 2 O 3 , Al 2 O 3
Неметаллы образуют кислотные оксиды, например: оксид азота (V) – N 2 O 5 , оксид углерода (IV) - CO 2 . Металлы с валентностью меньше трех, как правило, образуют основные оксиды, например: оксид натрия -Na 2 O, оксид магния – MgO; а с валентностью больше четырех – кислотные оксиды, например, оксид марганца (VII) - Mn 2 O 7 , оксид вольфрама (VI) - WO 3 .
Рассмотрим химические свойства кислотных и основных оксидов.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ
ОСНОВНЫХ КИСЛОТНЫХ
Взаимодействие с водой
Продуктом реакции является:
основание кислота
(если, в состав оксида P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4
входит активный металл, SiO 2 +H 2 O ≠
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)
CaO + H 2 O à Ca(OH) 2
2. Взаимодействие друг с другом, образуя соли CuO + SO 3 à CuSO 4
3. Взаимодействие с гидроксидами:
С растворимыми кислотами, с растворимыми основаниями
в результате реакции образуютсясоль и вода
CuO + Н 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 +Ca(OН) 2 àCaCO 3 + Н 2 О
Менее летучие оксиды
Вытесняют более летучие
из их солей :
K 2 CO 3 + SiO 2 à K 2 SiO 3 + CO 2
К числу амфотерных оксидов относят: оксиды металлов с валентностью, равной трем, например: оксид алюминия -Al 2 O 3, оксид хрома (III) - Cr 2 O 3 , оксид железа (III) - Fe 2 O 3, а также несколько исключений, в которых металл двухвалентен, например: оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид свинца (II) – PbO. .
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные и как кислотные оксиды
Докажем амфотерный характер оксида алюминия. Приведем уравнения реакций взаимодействия с соляной кислотой и щелочью (в водном растворе и при нагревании). При взаимодействии оксида алюминия и соляной кислоты, образуется соль - хлорид алюминия. В этом случае оксид алюминия выступает в роли основного оксида.
Al 2 O 3 + 6HCl à2AlCl 3 + 3H 2 O
как основный
В водном растворе происходит образование комплексной соли -
тетрагидроксоалюмината натрия:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na тетрагидроксоалюминат натрия
как кислотный
При сплавлении со щелочами образуется метаалюминаты.
Представим молекулу гидроксида алюминия Al(OH) 3 в форме кислоты, т.е. на первом месте запишем все атомы водорода, на втором кислотный остаток:
H 3 AlO 3 - алюминиевая кислота
Для трехвалентных металлов из формулы кислоты вычтем 1 Н 2 О, получив метаалюминиевую кислоту:
- Н 2 О
HAlO 2 - метаалюминиевая кислота
сплавление
Al 2 O 3 +2 NaOHà 2NaAlO 2 + Н 2 О метаалюминат натрия
как кислотный
МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:
4Al + 3O 2 à 2Al 2 O 3
2. Горение или обжиг сложных веществ:
CH 4 + 2O 2 à CO 2 + 2H 2 O
2ZnS + 3O 2 à 2SO 2 + 2ZnO
3. Разложение при нагревании нерастворимых гидроксидов:
Cu(OH) 2 à CuO + H 2 O H 2 SiO 3 à SiO 2 + H 2 O
4. Разложение при нагревании средних и кислых солей:
CaCO 3 à CaO + CO 2
2КHCO 3 àK 2 CO 3 + CO 2 +H 2 O
4AgNO 3 à4Ag + 4NO 2 + O 2
ГИДРОКСИДЫ
Гидроксиды подразделяют на три группы: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды (проявляющие свойства, как оснований, так и кислот).
ОСНОВАНИЕ – это сложное вещество, состоящее из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп
(– ОН).
Например: гидроксид натрия - NaOH, гидроксид бария Ва(ОН) 2 . Количество гидроксогрупп в молекуле основания равно валентности металла.
КИСЛОТА – это сложное вещество, которое состоит из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка.
Например: серная кислота – H 2 SO 4 , фосфорная кислота - Н 3 РО 4 .
Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В химических соединениях сохраняется валентность кислотного остатка (см. таблицу 1).
ТАБЛИЦА 1 ФОРМУЛЫ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ И
КИСЛОТНЫХ ОСТАТКОВ
| Название кислоты | Формула | Кислотный остаток | Валентность кислотного остатка | Название соли, образованной этой кислотой |
| Плавиковая | НF | F | I | фторид |
| Соляная | НCl | Cl | I | хлорид |
| Бромоводородная | НBr | Br | I | бромид |
| Йодоводородная | НI | I | I | йодид |
| Азотная | HNO 3 | NO 3 | I | нитрат |
| Азотистая | HNO 2 | NO 2 | I | нитрит |
| Уксусная | СН 3 COOH | СН 3 COO | I | ацетат |
| Серная | H 2 SO 4 | SO 4 | II | сульфат |
| Сернистая | H 2 SO 3 | SO 3 | II | сульфит |
| Сероводородная | H 2 S | S | II | сульфид |
| Угольная | H 2 CO 3 | CO 3 | II | карбонат |
| Кремневая | H 2 SiO 3 | SiO 3 | II | силикат |
| Фосфорная | H 3 PO 4 | PO 4 | III | фосфат |
По растворимости в воде гидроксиды делятся на две группы: растворимые (например, КОН, H 2 SO 4) и нерастворимые (H 2 SiO 3 , Сu(OH) 2). Растворимые в воде основания называются щелочами.
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
Основные классы неорганических соединений
*(Уважаемые студенты! Для изучения данной темы и выполнения тестовых заданий в качестве наглядного материала необходимо иметь таблицу Периодической системы элементов, таблицу растворимости соединений и ряд напряжений металлов.
Все вещества делятся на простые, состоящие из атомов одного элемента, и сложные, состоящие из атомов двух и более элементов. Сложные вещества принято делить на органические, к которым относятся почти все соединения углерода (кроме простейших, как, например: CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN) и неорганические. К наиболее важным классам неорганических соединений относятся:
а) оксиды - бинарные соединения элемента с кислородом;
б) гидроксиды, которые подразделяются на оснóвные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные;
Прежде, чем приступить к характеристике классов неорганических соединений, необходимо рассмотреть понятия валентности и степени окисления.
Валентность и степень окисления
Валентность характеризует способность атома образовывать химические связи. Количественно валентность - это число связей, которые образует атом данного элемента в молекуле. В соответствии с современными представлениями о строении атомов и химической связи атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны и образовывать общие электронные пары. Полагая, что каждая химическая связь образована парой электронов, валентность можно определить как число электронных пар, которыми атом связан с другими атомами. Валентность не имеет знака.
Степень окисления (СО ) - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный из предположения, что молекула состоит из ионов.
Ионы - это положительно и отрицательно заряженные частицы вещества. Положительно заряженные ионы называются катионами , отрицательно - анионами . Ионы могут быть простыми, например Cl - (состоять из одного атома) или сложными, например SO 4 2- (состоять из нескольких атомов).
Если молекулы веществ состоят из ионов, то условно можно предположить, что между атомами в молекуле осуществляется чисто электростатическая связь. Это значит, что независимо от природы химической связи в молекуле, атомы более электроотрицательного элемента притягивают к себе электроны менее электроотрицательного атома.
Степень окисления обычно обозначается римскими цифрами со знаком “+” или “-” перед цифрой (например, +III), а заряд иона обозначается арабской цифрой со знаком “+” или “-” позади цифры (например, 2-).
Правила определения степени окисления элемента в соединении:
1. СО атома в простом веществе равна нулю, например, О 2 0 , С 0 , Na 0 .
2. СО фтора всегда равна -I, т.к. это самый электроотрицательный элемент.
3. СО водорода равна +I в соединениях с неметаллами (Н 2 S, NH 3) и -I в соединениях с активными металлами (LiH, CaH 2).
4. СО кислорода во всех соединениях равна -II (кроме пероксида водорода Н 2 О 2 и его производных, где степень окисления кислорода равна -I, и ОF 2 , где кислород проявляет СО +II).
5. Атомы металлов всегда имеют положительную степень окисления, равную их номеру группы в Периодической таблице, или меньшую, чем номер группы. Для первых трех групп СО металлов совпадает с номером группы, исключение составляют медь и золото, для которых более устойчивыми степенями окисления являются +II и +III соответственно.
6. Высшая (максимальная) положительная СО элемента равна номеру группы, в которой он расположен (например, Р находится в V группе А подгруппе и имеет СО +V). Это правило применимо к элементам как главных, так и побочных подгрупп. Исключение - для элементов I B и VIII А и В подгрупп, а также для фтора и кислорода.
7. Отрицательная (минимальная) СО характерна только для элементов главных подгрупп IV A - VII A, причем она равна номеру группы минус 8.
8. Сумма СО всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе равна заряду этого иона.
Пример: Рассчитайте степень окисления хрома в соединении K 2 Cr 2 O 7 .
Решение: Обозначим СО хрома за х . Зная СО кислорода, равную -II, и СО калия +I (по номеру группы, в которой находится калий) составим уравнение:
K 2 +I Cr 2 х O 7 -II
1·2 + х ·2 + (-2)·7 = 0
Решив уравнение, получим х = 6. Следовательно, СО атома хрома равна +VI.
Оксиды
Оксиды - это соединения элементов с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах -II.
Составление формул оксидов
Формула любого оксида будет иметь вид Э 2 О х, где х - степень окисления элемента, образующего оксид (четные индексы следует сократить на два, например, пишут не S 2 O 6 , а SO 3). Для составления формулы оксида необходимо знать, в какой группе Периодической системы находится элемент. Максимальная СО элемента равна номеру группы. В соответствии с этим формула высшего оксида любого элемента в зависимости от номера группы будет иметь вид:
Задание : Составьте формулы высших оксидов марганца и фосфора.
Решение : Марганец расположен в VII B подгруппе Периодической системы, значит его высшая СО равна +VII. Формула высшего оксида будет иметь вид Mn 2 O 7 .
Фосфор расположен в V A подгруппе, отсюда формула его высшего оксида имеет вид Р 2 О 5 .
Если элемент находится не в высшей степени окисления, необходимо знать эту степень окисления. Например, сера, находясь в VI A подгруппе, может иметь оксид, в котором она проявляет СО равную +IV. Формула оксида серы (+IV) будет иметь вид SO 2 .
Номенклатура оксидов
В соответствии с Международной номенклатурой (IUPAC) название оксидов образуется из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже.
Например: СаО - оксид (чего?) кальция
Н 2 О - оксид водорода
SiO 2 - оксид кремния
CО элемента, образующего оксид, можно не указывать, если он проявляет только одну СО, например:
Al 2 O 3 - оксид алюминия;
MgO - оксид магния
Если элемент имеет несколько степеней окисления, необходимо их указывать:
СuO - оксид меди (II), Сu 2 O - оксид меди (I)
N 2 O 3 - оксид азота (III), NO - оксид азота (II)
Сохранились и часто употребляются старые названия оксидов с указанием числа атомов кислорода в оксиде. При этом используются греческие числительные- моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т.д.
Например:
SO 2 - диоксид серы, SO 3 - триоксид серы
NO - монооксид азота
В технической литературе, а также в промышленности широко употребляются тривиальные или технические названия оксидов, например:
CaO - негашеная известь, Al 2 O 3 - глинозем
СО 2 - углекислый газ, СО - угарный газ
SiO 2 - кремнезем, SO 2 - сернистый газ
Методы получения оксидов
а) Непосредственное взаимодействие элемента с кислородом в надлежащих условиях:
Al + O 2 → Al 2 O 3 ;(~ 700 °С)
Cu + O 2 → CuO(< 200 °С)
S + O 2 → SO 2
Данным способом нельзя получить оксиды инертных газов, галогенов, “благородных” металлов.
б) Термическое разложение оснований (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов):
Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O(> 200 °С)
Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O(~ 500-700 °С)
в) Термическое разложение некоторых кислот:
H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O(1000°)
H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O(кипячение)
г) Термическое разложение солей:
СаСО 3 → СаО + СО 2 (900° C)
FeCO 3 → FeO + CO 2 (490°)
Классификация оксидов
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие (безразличные) оксиды не образуют ни кислот, ни оснований (не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, ни с водой). К ним относятся: оксид углерода (II) - CO, оксид азота (I) - N 2 O, оксид азота (II) - NO и некоторые другие.
Солеобразующие оксиды подразделяются на оснóвные, кислотные и амфотерные.
Оснóвными называют те оксиды, которым соответствуют гидроксиды, называемые основаниями. Это оксиды большинства металлов в низшей степени окисления (Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, Ag 2 O, Cu 2 O, CdO, FeO, NiO, V 2 O 3 и др.).
Присоединяя (прямо или косвенно) воду, основные оксиды образуют основные гидроксиды (основания). Например, оксиду меди (II) - СuO соответствует гидроксид меди (II) - Cu(OH) 2 , оксиду BaO - гидроксид бария - Ba(OH) 2 .
Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующем ему гидроксиде одинакова!
Оснoвные оксиды взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами, образуя соли.
Кислотными называют те оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды, называемые кислотами . Кислотные оксиды образуют неметаллы и некоторые металлы в высших степенях окисления (N 2 O 5 , SO 3 , SiO 2 , CrO 3 , Mn 2 O 7 и др.).
Присоединяя воду (прямо или косвенно), кислотные оксиды образуют кислоты. Например, оксиду азота (III) - N 2 O 3 соответствует азотистая кислота HNO 2 , оксиду хрома (VI) - CrO 3 - хромовая кислота H 2 CrO 4 .
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или основными оксидами, образуя соли.
Кислотные оксиды можно рассматривать как продукты “отнятия” воды от кислот и называть их ангидридами (т.е. безводными). Например, SO 3 - ангидрид серной кислоты H 2 SO 4 (или просто серный ангидрид), P 2 O 5 - ангидрид ортофосфорной кислоты H 3 PO 4 (или просто фосфорный ангидрид).
Важно помнить, что СО элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте, а также в анионе этой кислоты одинакова!
Амфотерными называются те оксиды, которым могут соответствовать и кислоты, и основания. К ним относятся BeO, ZnO, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2 , Cr 2 O 3 и оксиды некоторых других металлов, находящихся в промежуточных степенях окисления. Кислотные и оснóвные свойства у этих оксидов выражены в различной степени. Например, у оксидов алюминия и цинка кислотные и основные свойства выражены примерно одинаково, у Fe 2 O 3 преобладают основные свойства, у PbO 2 преобладают кислотные свойства.
Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями.
Химические свойства оксидов
Химические свойства оксидов (и соответствующих им гидроксидов) подчиняются принципу кислотно-основного взаимодействия, согласно которому соединения, проявляющие кислотные свойства, реагируют с соединениями, обладающими основными свойствами.
Основные оксиды взаимодействуют:
а) с кислотами:
CuO + H 2 SO 4 → H 2 O + CuSO 4 ;
BaO + H 3 PO 4 → H 2 O + Ba 3 (PO 4) 2 ;
б) с кислотными оксидами:
CuO + SO 2 → CuSO 3 ;
BaO + N 2 O 5 → Ba(NO 3) 2 ;
в) оксиды щелочных и щелочноземельных металлов могут растворяться в воде:
Na 2 O + H 2 O → NaOH;
BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 .
Кислотные оксиды взаимодействуют:
а) с основаниями:
N 2 O 3 + NaOH → H 2 O + NaNO 2 ;
CO 2 + Fe(OH) 2 → H 2 O + FeCO 3 ;
б) с основными оксидами:
SO 2 + CaO → CaSO 3 ;
SiO 2 + Na 2 O → Na 2 SiO 3 ;
в) могут (но не все) растворяться в воде:
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ;
P 2 O 3 + H 2 O → H 3 PO 3 .
Амфотерные оксиды могут взаимодействовать:
а) c кислотами:
ZnO + H 2 SO 4 → H 2 O + ZnSO 4 ;
Al 2 O 3 + H 2 SO 4 → H 2 O + Al 2 (SO 4) 3 ;
б) с кислотными оксидами:
ZnO + SO 3 → ZnSO 4 ;
Al 2 O 3 + SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 ;
в) с основаниями:
ZnO + NaOH + H 2 O → Na 2 ;
Al 2 O 3 + NaOH + H 2 O → Na 3 ;
г) c основными оксидами:
ZnO + Na 2 O → Na 2 ZnO 2 ;
Al 2 O 3 + Na 2 O → NaAlO 2 .
В первых двух случаях амфотерные оксиды проявляют свойства оснóвных оксидов, в двух последних случаях - свойства кислотных оксидов.
Гидроксиды
Гидроксиды представляют собой гидраты оксидов с общей формулой m Э 2 О х ·n H 2 O (n и m - небольшие целые числа, х - валентность элемента). Гидроксиды отличаются от оксидов по составу только наличием воды в их молекуле. По своим химическим свойствам гидроксиды делятся на основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные .
Основания (основные гидроксиды)
Основанием называется соединение элемента с одной, двумя, тремя и реже четырьмя гидроксильными группами с общей формулой Э(ОН) х . В качестве элемента всегда выступают металлы главных или побочных подгрупп.
Растворимые основания - это электролиты, которые в водном растворе диссоциируют (распадаются на ионы) с образованием анионов гидроксильной группы ОН ‾ и катиона металла. Например:
KOH = K + + OH ‾ ;
Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH ‾
За счёт наличия в водном растворе гидроксильных ионов ОН ‾ основания проявляют щелочную реакцию среды.
Составление формулы основания
Чтобы составить формулу основания, необходимо написать символ металла и, зная его степень окисления, приписать рядом соответствующее число гидроксильных групп. Например: иону Mg +II соответствует основание Mg(OH) 2 , иону Fe +III соответствует основание Fe(OH) 3 и т.д. Для первых трех групп главных подгрупп Периодической системы степень окисления металлов равна номеру группы, поэтому формула основания будет ЭОН (для металлов I A подгруппы), Э(OH) 2 (для металлов II A подгруппы), Э(ОН) 3 (для металлов III A подгруппы). Для других групп (в основном побочных подгрупп) необходимо знать степень окисления элемента, т.к. она может не совпадать с номером группы.
Номенклатура оснований
Названия оснований образуются из слова “гидроксид” и названия элемента в родительном падеже, после которого римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента, если это необходимо. Например: KOH - гидроксид калия, Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III) и т.д.
Существуют технические названия некоторых оснований: NaOH - едкий натр, КОН - едкое кали, Са(ОН) 2 - гашеная известь.
Методы получения оснований
а) Растворение в воде оснoвных оксидов (в воде растворимы только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):
Na 2 O + H 2 O → NaOH;
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 ;
б) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
Na + H 2 O → H 2 + NaOH;
Ca + H 2 O → H 2 + Ca(OH) 2 ;
в) Вытеснение сильным основанием слабого из соли:
NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;
Ba(OH) 2 + FeCl 3 → Fe(OH) 3 ↓ + BaCl 2 .
Классификация оснований
а) По количеству гидроксильных групп основания делятся на одно- и многокислотные: ЭОН, Э(ОН) 2 , Э(ОН) 3 , Э(ОН) 4 . Индекс х в формуле основания Э(ОН) х носит название “кислотность” основания.
б) Основания могут быть растворимыми и нерастворимыми в воде. Большинство оснований нерастворимы в воде. Хорошо растворимые в воде основания образуют элементы I A подгруппы - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (щелочные металлы). Они называются щелочами . Кроме того, растворимым основанием является гидрат аммиака NH 3 ·H 2 O, или гидроксид аммония NH 4 OH, но он не относится к щелочам. Меньшей растворимостью обладают гидроксиды Ca, Sr, Ba (щелочноземельных металлов), причем растворимость их увеличивается по группе сверху вниз: Ba(OH) 2 - наиболее растворимое основание.
в) По способности диссоциировать в растворе на ионы основания делятся на сильные и слабые . Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов - они диссоциируют на ионы полностью. Остальные основания являются основаниями средней силы или слабыми. Гидрат аммиака также является слабым основанием.
Химические свойства оснований
Основания взаимодействуют с соединениями, проявляющими кислотные свойства:
а) Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации:
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O;
б) Взаимодействуют с кислотными или амфотерными оксидами (эти реакции также можно отнести к реакциям нейтрализации или кислотно-основного взаимодействия):
Cu(OH) 2 + SO 2 → H 2 O + CuSO 4 ;
NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O;
в) Взаимодействуют с кислыми солями (кислые соли содержат атом водорода в анионе кислоты);
Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 + H 2 O;
NaOH + Ca(HSO 4) 2 → CaSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O;
г) Сильные основания могут вытеснять слабые из солей:
NaOH + MnCl 2 → Mn(OH) 2 ↓ + NaCl;
Ba(OH) 2 + Mg(NO 3) 2 → Mg(OH) 2 ↓ + Ba(NO 3) 2 ;
д) нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются на оксид и воду.
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,
основание кислотный соль
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O,
основание кислота соль
2NaOH + PbO = Na 2 PbO 2 + H 2 O,
основание амфотерный соль
2NaOH + Pb(OH) 2 = Na 2 PbO 2 + 2H 2 O,
основание амфотерный соль
гидроксид
2H 3 PO 4 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,
кислота основной соль
H 2 SO 4 + SnO = SnSO 4 + H 2 O,
кислота амфотерный соль
H 2 SO 4 + Sn(OH) 2 = SnSO 4 + 2H 2 O.
кислота амфотерный соль
гидроксид
Амфотерные гидроксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства:
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
со щелочами (основаниями) – кислотные свойства:
H 3 AlO 3 + 3NaOH = Na 3 AlO 3 + 3H 2 O,
или H 3 AlO 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O.
Основания и кислоты реагируют с солями, если в результате образуется осадок или слабый электролит. Слабые кислоты – H 3 PO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SiO 3 и другие.
2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2 + Na 2 SO 4 ,
основание соль
3H 2 SO 4 + 2Na 3 PO 4 = 2H 3 PO 4 + 3Na 2 SO 4
кислота соль
Бескислородные кислоты вступают в те же реакции, что и ранее рассмотренные кислородсодержащие кислоты.
Пример. Составьте формулы гидроксидов, соответствующих оксидам: а) FeO; б) N 2 O 3; в) Cr 2 O 3 . Назовите соединения.
Решение
а) FeO – основной оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – основание, в формуле основания число гидроксогрупп (OH) равно степени окисления атома металла; формула гидроксида железа (II) – Fe(OH) 2 .
б) N 2 O 3 – кислотный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид – кислота. Формулу кислоты можно получить, исходя из представления кислоты как гидрата соответствующего оксида:
N 2 O 3 . H 2 O = (H 2 N 2 O 4) = 2HNO 2 – азотистая кислота.
в) Cr 2 O 3 – амфотерный оксид, следовательно, соответствующий гидроксид амфотерен. Амфотерные гидроксиды записывают в форме оснований – Cr(OH) 3 – гидроксид хрома (III).
Соли
Соли – вещества, которые состоят из основных и кислотных остатков. Так, соль CuSO 4 состоит из основного остатка – катиона металла Cu 2+ и кислотного остатка– SO 4 2 .
По традиционной номенклатуре названия солей кислородных кислот составляют следующим образом: к корню латинского названия центрального атома кислотного остатка добавляют окончание –ат (при высших степенях окисления центрального атома) или –ит (для более низкой степени окисления) и далее – остаток от основания в родительном падеже, например: Na 3 PO 4 – фосфат натрия, BaSO 4 – сульфат бария, BaSO 3 – сульфит бария. Названия солей бескислородных кислот образуют, добавляя к корню латинского названия неметалла суффикс –ид и русское название металла (остатка от основания), например CaS – сульфид кальция.
Средние соли не содержат в своем составе способных замещаться на металл ионов водорода и гидроксогрупп, например CuCl 2 , Na 2 CO 3 и другие.
Химические свойства солей
Средние соли вступают в реакции обмена со щелочами, кислотами, солями. Примеры соответствующих реакций см. выше.
Кислые соли содержат в составе кислотного остатка ион водорода, например NaHCO 3 , CaHPO 4 , NaH 2 PO 4 и т.д. В названии кислой соли ион водорода обозначают приставкой гидро-, перед которой указывают число атомов водорода в молекуле соли, если оно больше единицы. Например, названия солей вышеприведенного состава соответственно – гидрокарбонат натрия, гидрофосфат кальция, дигидрофосфат натрия.
Кислые соли получают
взаимодействием основания и многоосновной кислоты при избытке кислоты:
Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O;
взаимодействием средней соли многоосновной кислоты и соответствующей кислоты или более сильной кислоты, взятой в недостатке:
CaCO 3 + H 2 CO 3 = Ca(HCO 3) 2 ,
Na 3 PO 4 + HCl = Na 2 HPO 4 + NaCl.
Основные соли содержат в составе остатка основания гидроксогруппу, например CuOHNO 3 , Fe(OH) 2 Cl. В названии основной соли гидроксогруппу обозначают приставкой гидроксо-, например, названия вышеприведённых солей соответственно: гидроксонитрат меди (II), дигидроксохлорид железа (III).
Основные соли получают
взаимодействием многокислотного (содержащего в своем составе более одной гидроксогруппы) основания и кислоты при избытке основания:
Cu(OH) 2 + HNO 3 = CuOHNO 3 + H 2 O;
взаимодействием соли, образованной многокислотным основанием, и основания, взятого в недостатке:
FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2 + NaCl,
FeCl 3 + 2NaOH = Fe(OH) 2 Cl + 2NaCl.
Кислые и основные соли обладают всеми свойствами солей. В реакциях со щелочами кислые соли, а с кислотами – основные соли переходят в средние.
Na 2 HPO 4 + NaOH = Na 3 PO 4 + H 2 O,
Na 2 HPO 4 + 2HCl = H 3 PO 4 + 2NaCl,
FeOHCl 2 + HCl = FeCl 3 + H 2 O,
FeOHCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 3 + 2NaCl.
Пример 1 . Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы основанием Mg(OH) 2 и кислотой H 2 SO 4 .
Решение
Формулы солей составляем из возможных основных и кислотных остатков, соблюдая правило электронейтральности. Возможные основные остатки – Mg 2+ и MgOH + , кислотные остатки – SO 4 2- и HSO 4 . Заряды сложных основных и кислотных остатков равны сумме степеней окисления составляющих их атомов. Сочетанием основных и кислотных остатков составляем формулы возможных солей: MgSO 4 – средняя соль – сульфат магния; Mg(HSO 4) 2 – кислая соль – гидросульфат магния; (MgOH) 2 SO 4 – основная соль – гидроксосульфат магния.
Пример 2. Напишите реакции образования солей при взаимодействии оксидов
а) PbO и N 2 O 5 ; б) PbO и Na 2 O.
Решение
В реакциях между оксидами образуются соли, основные остатки которых формируются из основных оксидов, кислотные остатки – из кислотных оксидов.
а) В реакции с кислотным оксидом N 2 O 5 амфотерный оксид PbO проявляет свойства основного оксида, следовательно, основной остаток образующейся соли – Pb 2+ (заряд катиона свинца равен степени окисления свинца в оксиде), кислотный остаток – NO 3 (кислотный остаток соответствующей данному кислотному оксиду азотной кислоты). Уравнение реакции
PbO + N 2 O 5 = Pb(NO 3) 2 .
б) В реакции с основным оксидом Na 2 O амфотерный оксид PbO проявляет свойства кислотного оксида, кислотный остаток образующейся соли (PbO 2 2 ) находим из кислотной формы соответствующего амфотерного гидроксида Pb(OH) 2 = H 2 PbO 2 . Уравнение реакции
