Общая химия. Основные понятия и законы химии
Подождите немного. Документ загружается.
Al
2
S
3
+ 6H
2
O ↔ 2Al(OH)
3
↓ + 3H
2
S↑
Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть
получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:
2Al + 3S –
t°
→ Al
2
S
3
и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.
Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca
2+
,
Sr
2+
, Ba
2+
) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся
образованием осадков менее растворимых основных карбонатов
2Cu(NO
3
)
2
+ 2Na
2
CO
3
+ H
2
O → Cu
2
(OH)
2
CO
3
↓ + 4NaNO
3
+ CO
2
↑
А также реакции взаимодействия солей Al
3+
, Cr
3+
и Fe
3+
(*При взаимодействии водных растворов
солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает окислительно-
восстановительная реакция: 2Fe
3+
+ S
2-
→ 2Fe
2+
+ S
0
) с водными растворами карбонатов и сульфидов
щелочных металлов:
2AlCl + 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O → 2Al(OH)
3
↓ + 3CO
2
↑ + 6NaCl
Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3Na
2
S + 6H
2
O → 2Cr(OH)
3
↓ + 3H
2
S↑ + 3Na
2
SO
4
Количественные характеристики реакции гидролиза
Степень гидролиза (α
гидр.
) - отношение числа гидролизованных молекул к общему числу
растворённых молекул (выражается в процентах):
α
гидр.
= ([C]
гидр.
/ [C]
раств.
) • 100%
Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при гидролизе кислоты
(основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (основание) (в определённых равных
условиях).
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Классификация неорганических веществ
Основания
Оксиды
Кислоты
Соли
Генетическая связь
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В
химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.
Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного
вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с
образованием нескольких других веществ.
Неорганические вещества
Металлы Простые
Неметаллы
Оксиды
Основания
Кислоты
Сложные
Соли
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества,
проявляющие двойственные свойства.
Аллотропия
Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых
веществ, различающихся по строению и свойствам.
С - алмаз, графит, карбин.
O - кислород, озон.
S - ромбическая, моноклинная, пластическая.
P - белый, красный, чёрный.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами:
1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O
2
и озон O
3
2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
ОСНОВАНИЯ
Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или
несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической
диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе
образуются катионы металла (или NH
4
+
) и гидроксид - анионы OH
-
).
Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания
проявляют также свойства слабых кислот.
Получение
1. Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H
2
O → 2NaOH + H
2
↑
Ca + 2H
2
O → Ca(OH)
2
+ H
2
↑
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H
2
O → Ba(OH)
2
3. Электролиз водных растворов солей
2NaCl + 2H
2
O → 2NaOH + H
2
↑ + Cl
2
↑
Химические свойства
Щёлочи Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус - синий
метилоранж - жёлтый
фенолфталеин - малиновый
––
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO
2
→ K
2
CO
3
+ H
2
O
KOH + CO
2
→ KHCO
3
––
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO
3
→ NaNO
3
+ H
2
O Cu(OH)
2
+ 2HCl → CuCl
2
+ 2H
2
O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH)
2
+ K
2
SO
4
→ 2KOH + BaSO
4
↓
3KOH+Fe(NO
3
)
3
→ Fe(OH)
3
↓ + 3KNO
3
––
5. Термический распад.
––
Cu(OH)
2
–
t°
→ CuO + H
2
O
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
ОКСИДЫ
Классификация
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
ОКСИДЫ
⇒ Несолеобразующие
CO, N
2
O, NO
⇒ Солеобразующие
Основные
-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень
окисления +1, +2
Na
2
O; MgO; CuO
Амфотерные
(обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов
им соответствуют амфотерные гидроксиды
ZnO; Al
2
O
3
; Cr
2
O
3
; SnO
2
Кислотные
-это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7
SO
2
; SO
3
; P
2
O
5
; Mn
2
O
7
; CrO
3
Основным оксидам соответствуют основания,
кислотным – кислоты,
амфотерным – и те и другие
Получение
1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:
2Mg + O
2
→ 2MgO
4P + 5O
2
→ 2P
2
O
5
S + O
2
→ SO
2
2CO + O
2
→ 2CO
2
2CuS + 3O
2
→ 2CuO + 2SO
2
CH
4
+ 2O
2
→ CO
2
+ 2H
2
O
4NH
3
+ 5O
2
–
кат.
→ 4NO + 6H
2
O
2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при
нагревании:
Cu(OH)
2
–
t°
→ CuO + H
2
O
(CuOH)
2
CO
3
–
t°
→ 2CuO + CO
2
+ H
2
O
2Pb(NO
3
)
2
–
t°
→ 2PbO + 4NO
2
+ O
2
2HMnO
4
–
t°;H
2
SO
4
(конц.)
→ Mn
2
O
7
+ H
2
O
Химические свойства
Основные оксиды Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание:
Na
2
O + H
2
O → 2NaOH
CaO + H
2
O → Ca(OH)
2
Образуется кислота:
SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
P
2
O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4
2. Взаимодействие с кислотой или основанием:
При реакции с кислотой
образуется соль и вода
MgO + H
2
SO
4
–
t°
→ MgSO
4
+ H
2
O
CuO + 2HCl –
t°
→ CuCl
2
+ H
2
O
При реакции с основанием
образуется соль и вода
CO
2
+ Ba(OH)
2
→ BaCO
3
+ H
2
O
SO
2
+ 2NaOH → Na
2
SO
3
+ H
2
O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
с кислотами как основные:
ZnO + H
2
SO
4
→ ZnSO
4
+ H
2
O
с основаниями как кислотные:
ZnO + 2NaOH → Na
2
ZnO
2
+ H
2
O
(ZnO + 2NaOH + H
2
O → Na
2
[Zn(OH)
4
])
3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к
солям.
Na
2
O + CO
2
→ Na
2
CO
3
4. Восстановление до простых веществ:
3CuO + 2NH
3
→ 3Cu + N
2
+ 3H
2
O
P
2
O
5
+ 5C → 2P + 5CO
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
КИСЛОТЫ
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки
зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при
диссоциации в качестве катионов образуют только H
+
).
Классификация
1. По составу
: бескислородные и кислородсодержащие.
2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл
: одно-, двух-, трёхосновные...
Бескислородные:
Название соли
HCl - хлористоводородная (соляная) одноосновная хлорид
HBr - бромистоводородная одноосновная бромид
HI - йодистоводородная одноосновная йодид
HF - фтористоводородная (плавиковая) одноосновная фторид
H
2
S - сероводородная двухосновная сульфид
Кислородсодержащие:
HNO
3
– азотная одноосновная нитрат
H
2
SO
3
- сернистая двухосновная сульфит
H
2
SO
4
– серная двухосновная сульфат
H
2
CO
3
- угольная двухосновная карбонат
H
2
SiO
3
- кремниевая двухосновная силикат
H
3
PO
4
- ортофосфорная трёхосновная ортофосфат
Получение
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):
SO
3
+ H
2
O → H
2
SO
4
P
2
O
5
+ 3H
2
O → 2H
3
PO
4
2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного
продукта в воде (для бескислородных кислот):
H
2
+ Cl
2
→ 2HCl
H
2
+ S → H
2
S
3. Реакциями обмена соли с кислотой
Ba(NO
3
)
2
+ H
2
SO
4
→ BaSO
4
↓ + 2HNO
3
в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более
сильными кислотами:
Na
2
SiO
3
+ 2HCl → H
2
SiO
3
↓ + 2NaCl
2NaCl
(тв.) + H
2
SO
4
(конц.) –
t°
→ Na
2
SO
4
+ 2HCl↑
Химические свойства
1. Действие на индикаторы.
лакмус - красный
метилоранж - розовый
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):
H
2
SO
4
+ 2KOH → K
2
SO
4
+ 2H
2
O
2HNO
3
+ Ca(OH)
2
→ Ca(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
3. Взаимодействие с основными оксидами:
CuO + 2HNO
3
–
t°
→ Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
4. Взаимодействие с металлами:
Zn + 2HCl → ZnCl
2
+ H
2
↑
2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
↑
(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).
5. Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется
осадок:
H
2
SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4
↓ +2HCl
2HCl + K
2
CO
3
→ 2KCl + H
2
O + CO
2
↑
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
СОЛИ
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это
наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация
СОЛИ
Средние
Кислые
Основные
Двойные
Смешанные
Комплексные
Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH
4
+
)
Na
2
SO
4
↔ 2Na
+
+SO
4
2-
CaCl
2
↔ Ca
2+
+ 2Cl
-
Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH
4
+
), ионы водорода и анионы кислотного
остатка.
NaHCO
3
↔ Na
+
+ HCO
3
-
↔ Na
+
+ H
+
+ CO
3
2-
Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.
Zn(OH)Cl ↔ [Zn(OH)]
+
+ Cl
-
↔ Zn
2+
+ OH
-
+ Cl
-
Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки.
Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.
KAl(SO
4
)
2
↔ K
+
+ Al
3+
+ 2SO
4
2-
Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:
CaOCl
2
↔ Ca
2+
+ Cl
-
+ OCl
-
Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.
[Ag(NH
3
)
2
]Br ↔ [Ag(NH
3
)
2
]
+
+ Br
-
Na[Ag(CN)
2
] ↔ Na
+
+ [Ag(CN)
2
]
-
Средние соли
Получение
Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с
противоположными свойствами:
1) металла с неметаллом:
2Na + Cl
2
→ 2NaCl
2) металла с кислотой:
Zn + 2HCl → ZnCl
2
+ H
2
↑
3) металла с раствором соли менее активного металла
Fe + CuSO
4
→ FeSO
4
+ Cu
4) основного оксида с кислотным оксидом:
MgO + CO
2
→ MgCO
3
5) основного оксида с кислотой
CuO + H
2
SO
4
–
t°
→ CuSO
4
+ H
2
O
6) основания с кислотным оксидом
Ba(OH)
2
+ CO
2
→ BaCO
3
↓ + H
2
O
7) основания с кислотой:
Ca(OH)
2
+ 2HCl → CaCl
2
+ 2H
2
O
8) соли с кислотой:
MgCO
3
+ 2HCl → MgCl
2
+ H
2
O + CO
2
↑
BaCl
2
+ H
2
SO
4
→ BaSO
4
↓ + 2HCl
9) раствора основания с раствором соли:
Ba(OH)
2
+ Na
2
SO
4
→ 2NaOH + BaSO
4
↓
10) растворов двух солей
3CaCl
2
+ 2Na
3
PO
4
→ Ca
3
(PO
4
)
2
↓ + 6NaCl
Химические свойства
1. Термическое разложение.
CaCO
3
→ CaO + CO
2
↑
2Cu(NO
3
)
2
→ 2CuO + 4NO
2
↑ + O
2
↑
NH
4
Cl → NH
3
↑ + HCl↑
2. Гидролиз.
Al
2
S
3
+ 6H
2
O ↔ 2Al(OH)
3
↓ + 3H
2
S↑
FeCl
3
+ H
2
O ↔ Fe(OH)Cl
2
+ HCl
Na
2
S + H
2
O ↔ NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.
AgNO
3
+ HCl → AgCl↓ + HNO
3
Fe(NO
3
)
3
+ 3NaOH → Fe(OH)
3
↓ + 3NaNO
3
CaCl
2
+ Na
2
SiO
3
→ CaSiO
3
↓ + 2NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или
аниона.
2KMnO
4
+ 16HCl → 2MnCl
2
+ 2KCl + 5Cl
2
↑ + 8H
2
O
Кислые соли
Получение
1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания.
KOH + H
2
SO
4
→ KHSO
4
+ H
2
O
2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида
Ca(OH)
2
+ 2CO
2
→ Ca(HCO
3
)
2
3. Взаимодействие средней соли с кислотой
Ca
3
(PO
4
)
2
+ 4H
3
PO
4
→ 3Ca(H
2
PO
4
)
2
Химические свойства.
1. Термическое разложение с образованием средней соли
Ca(HCO
3
)
2
→ CaCO
3
↓ + CO
2
↑ + H
2
O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.
Ba(HCO
3
)
2
+ Ba(OH)
2
→ 2BaCO
3
↓ + 2H
2
O
Основные соли
Получение
1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
ZnCl
2
+ H
2
O → [Zn(OH)]Cl + HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей
металлов
AlCl
3
+ 2NaOH → [Al(OH)
2
]Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl
2
+ 2Na
2
CO
3
+ H
2
O → [Mg(OH)]
2
CO
3
↓ + CO
2
↑ + 4NaCl
Химические свойства.