rss · Четвер, 21.09.2017, 09:40

Опитування

Будинок Культури
1. Необхідний в Червоному
2. Мені це не цікаво
3. Замість БК - магазин
4. Є інші заклади, там краще
5. Надам фінансову допомогу
6. Не потрібен Червоному
7. Маю спонсора на ремонт
Всього відповідей: 41
Сторінка 1 з 11
Модератор форуму: Shooler, lusi 
Форум селища міського типу Червоне, Червоне - зробимо кращим »  Школопедія (Школопедия) » Хімія » 8 клас - Тема 2: Основні класи неорганічних сполук (8 клас - Тема 2: Основні класи неорганічних сполук)
8 клас - Тема 2: Основні класи неорганічних сполук
ShoolerДата: П'ятниця, 13.02.2009, 17:47 | Повідомлення № 1
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

8 клас - Тема 2: Основні класи неорганічних сполук

Оксиди, їх склад, назви.
Кислоти, їх склад, назви.
Солі (середні), їх склад, назви.
Основи, їх склад, назви.
Фізичні та хімічні властивості оксидів: взаємодія з водою, кислотами, лугами іншими оксидами. Класифiкація оксидів. Оксиди в природі. Використання оксидів. Фізичні та хімічні властивості кислот: дія на індикатори, взаємодія з металами, основними оксидами та основами, солями. Класифiкація кислот. Поняття про ряд активності металів. Реакції заміщення й обміну. Заходи безпеки під час роботи з кислотами. Використання кислот.
Фізичні властивості основ. Класифікація основ. Хімічні властивості лугів: дія на індикатори, взаємодія з кислотами, кислотними оксидами, солями. Реакція нейтралізації. Розкладання нерозчинних основ під час нагрiвання. Заходи безпеки під час роботи з лугами. Використання основ.
Поняття про амфотерні гідроксиди.
Фізичні та хімічні властивості середніх солей: взаємодія з металами, кислотами, лугами, іншими солями. Поширення солей у природі та їхнє практичне значення.
Генетичні зв’язки між класами неорганічних сполук.
Загальні способи добування оксидів, кислот, основ, солей.
Значення експериментального методу в хімії.



Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
lusiДата: Неділя, 05.04.2009, 21:01 | Повідомлення № 2
Шановний мешканець
Група: Модератори
Повідомлень: 458

КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Прості речовини.
Молекули складені із атомів одного виду (атомів одного елемента). В хімічних реакціях не можуть розкладатися і утворювати другі речовини.

Складні речовини (або хімічні сполуки).
Молекули складені із атомів різного виду (атомів різних хімічних елементів). В хімічних реакціях розклдаются і утворюють декілька інших речовин

Детальніше тут:



Я - Ангел!.. Только крылья в стирке, нимб на подзарядке, а рожки и хвост - это у меня наследственное...))))
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 22:14 | Повідомлення № 3
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

Глава 8. Важнейшие классы неорганических соединений.

§8.1 Первоначальные сведения о классах соединений. Оксиды, кислоты, основания, соли.

Классификация облегчает изучение веществ, поэтому вещества похожего состава объединяют в классы. Вещества, относящиеся к какому-либо одному классу, обязательно обладают какими-то общими, похожими химическими свойствами. Например, в главе 5 мы дали определение оксидам, как веществам, состоящим из атомов двух элементов, один из которых - кислород.

Вспомним формулы оксидов из главы 5:

SO2

SO3

CO2

CaO

Fe2O3

оксид серы (IV)

оксид серы (VI)

оксид углерода (IV)

оксид кальция

оксид железа (III)

Формулы оксидов похожи друг на друга тем, что каждая включает только два элемента, один из которых – обязательно кислород. Есть у них и общие химические свойства. Например, все оксиды могут быть получены при взаимодействии элементов с кислородом. И наоборот, из любого оксида можно получить элемент в чистом виде с помощью реакции этого оксида с водородом или другим восстановителем.

Помимо общих свойств, у соединений одного класса могут наблюдаться и различия в химическом поведении. Например, есть оксиды кислотные и оксиды основные.

Кислотные оксиды способны превращаться в кислоты.

SO3

+

H2O

=

H2SO4

кислотный оксид

вода

серная кислота

Кислотные оксиды образуются (за редким исключением) из неметаллов.

Основные оксиды способны превращаться в основания. Они образованы металлами.

CaO

+

H2O

=

Ca(OH)2

основной оксид

вода

гидроксид кальция - основание

Образующиеся из оксидов кислоты и основания являются самостоятельными классами соединений. Давайте выясним, что объединяет между собой кислоты и что – основания.

Важнейшее общее свойство кислот заключается в том, что они способны предоставлять свои ионы водорода для реакций с другими веществами:

H2SO4

+

Zn

=

ZnSO4

+

H2 (газ)

серная кислота

цинк

два атома водорода замещены цинком


HCl

+

AgNO3

=

AgCl (осадок)

+

HNO3

соляная кислота

соль серебра

атом водорода замещен серебром

Таким образом, молекула любой кислоты состоит из атомов водорода и оставшейся части молекулы, которая называется кислотным остатком:

H2SO4 – серная кислота (SO4 2– кислотный остаток),

HCl – соляная кислота (Cl - кислотный остаток),

HNO3 – азотная кислота (NO3- – кислотный остаток).

Рядом с кислотным остатком указан его электрический заряд. Кислотный остаток может выступать в химических реакциях как самостоятельная частица.

Кислотные остатки могут переходить без изменений из одного соединения в другое.

Важнейшим общим свойством оснований является следующие: для реакций с другими соединениями они могут предоставлять свои гидрокси-группы (группы ОН- ). Эти группы ведут себя в реакциях оснований как отдельные частицы и могут без изменений переходить в новое соединение.

Ca(OH)2 + 2 HCl = CaCl2 + 2 H2O ( или 2 НОН)

( в этой реакции обе гидрокси-группы перешли из Ca(OH)2 в молекулы воды)

Гидрокси-группы могут переходить без изменений из одного соединения в другое.

Чтобы подчеркнуть роль гидрокси-групп в свойствах оснований, их формулы пишут не так, как формулы кислот. Например: Ca(OH)2 (но не H2CaO2).

Когда кислоты и основания реагируют между собой, получаются соли еще один важнейший класс соединений:

HCl

+

NaOH

=

NaCl

+

H2O

кислота

основание

соль

2 HNO3

+

Ba(OH)2

=

Ba(NO3)2

+

2 H2O

кислота

основание

соль

H2SO4

+

2 KOH

=

K2SO4

+

2 H2O

кислота

основание

соль

Результат этих реакций объясняется следующим образом. В растворе кислоты распадаются на ионы H+ и ионы кислотных остатков:

HCl = H+ + Cl-

HNO3 = H+ + NO3-

H2SO4 = 2H+ + SO42-

Основания в растворе распадаются с образованием ионов OH- и катионов различных металлов:

NaOH = Na+ + OH-

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2 OH-

KOH = K+ + OH-

Когда сливают вместе растворы кислоты и основания, ионы H+ и OH- охотно объединяются в прочную молекулу воды:

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H+ + Cl- + Na+ + OH- = Cl- + Na+ + (HOH)

Если такой раствор выпарить, гидраты ионов Cl- и Na+ разрушаются и образуется кристаллическая соль NaCl. Заметим, что кристалл любой соли состоит, как правило, из ионов какого-нибудь металла и ионов кислотного остатка. Примеры самых разных солей мы только что видели: NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2.

Соли получаются и в других реакциях. Однако любую соль можно получить в реакции между определенной кислотой и определенным основанием. Реакции между кислотами и основаниями называются реакциями нейтрализации. Они являются всего лишь разновидностью реакций обмена, однако из-за своей важности имеют собственное название, которое очень характерно. Действительно, "жгучая" кислота и " едкое" основание нейтрализуют друг друга. В результате получается раствор соли в воде (не "жгучий" и не "едкий").

Реакция обмена между кислотой и основанием, в результате которой образуется соль и вода, называется реакцией нейтрализации.

Реакции нейтрализации всегда протекают с выделением энергии, потому что ионы H+ из кислоты и ионы OH- из основания соединяются в прочное соединение - воду.

Н+ + ОН- = Н-О-Н + теплота

В быту солью называют обычно только поваренную соль NaCl. Но и Ba(NO3)2 и K2SO4 – тоже соли. Существует большое количество солей. Всех их объединяет общее свойство: каждая соль состоит из атома металла и кислотного остатка.

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 22:22 | Повідомлення № 4
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§8.2 Оксиды и их классификация.

Как мы уже знаем, оксиды бывают кислотные и основные. Это деление положено в основу их классификации.

Большинство кислотных оксидов хорошо реагирует с водой, давая кислоту. Например, кислый вкус минеральной или просто газированной воды объясняется образованием угольной кислоты Н2 СО3 из кислотного оксида СО2:

Во многих случаях формулу образующейся кислоты легко получить из формулы кислотного оксида простым сложением. Например:

CO2

SO3

+

+

H2O

H2O

H2CO3

H2SO3

Однако не все кислотные оксиды растворяются в воде, поэтому не все могут непосредственно с ней реагировать. Зато все кислотные оксиды реагируют с основаниями. При этом получается сразу соль. Например:

SiO2

+

H2O

=

реакция не идет

кислотный оксид (не растворим в воде)

вода

SiO2

+

2 NaOH

=

Na2SiO3

+

H2O

кислотный оксид

щелочь

соль кремниевой кислоты H2SiO3

Полученную соль кремниевой кислоты можно превратить в саму кремниевую кислоту добавлением другой кислоты:

Na2SiO3 + 2 HCl = H2SiO3 + 2 NaCl

Таким образом, кислотному оксиду всегда соответствует определенная кислота:

CO2 (оксид углерода) – H2CO3 (угольная кислота);

SO3 (оксид серы VI) – H2SO4 ( серная кислота);

SiO2 (оксид кремния) – H2SiO3 ( кремниевая кислота).

Поскольку реакция с основаниями является общей для всех кислотных оксидов, им можно дать такое определение:

Оксиды, которые взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды, называются КИСЛОТНЫМИ ОКСИДАМИ.

** Кислотные оксиды, как мы видим, образованы в основном неметаллами. Вам следует запомнить только два оксида металлов, которые также являются кислотными. Это оксиды хрома и марганца, в которых металлы имеют НАИБОЛЬШУЮ из всех возможных степень окисления:

CrO3 (оксид хрома VI) – H2CrO4 (хромовая кислота);

Mn2O7 (оксид марганца VII) – HMnO4 (марганцевая кислота).

Основные оксиды образуются только металлами. Некоторые из них легко реагируют с водой, давая соответствующее основание:

Li2O + H2O = 2 LiOH (основание – гидроксид лития).

Еще один пример – хорошо известная нам реакция получения гашеной извести из оксида кальция и воды.

CaO + H2O = Ca(OH)2 (основание – гидроксид кальция).

Существует, однако большое количество нерастворимых основных оксидов. Их относят именно к основным оксидам благодаря реакциям с кислотами:

ZnO + H2O = реакция не идет (ZnO не растворим в воде);

ZnO + 2 HCl = ZnCl2 (соль) + H2O

Последняя реакция аналогична реакции нейтрализации между кислотой (HCl) и гидроксидом цинка Zn(OH)2 , который мог бы получаться из ZnO, если бы оксид цинка растворялся в воде:

[ZnO + H2O] = Zn(OH)2

Zn(OH)2 + 2 HCl = ZnCl2 (соль) + H2O

Каждому основному оксиду соответствует определенное основание:

MgO (оксид магния) – Mg(OH)2 (гидроксид магния);

Fe2O3 (оксид железа III) – Fe(OH)3 (гидроксид железа III);

Na2O (оксид натрия) – NaOH (гидроксид натрия).

Таким образом, общее свойство основных оксидов заключается в способности реагировать с кислотами с образованием соли и воды.

Оксиды, которые взаимодействуют с КИСЛОТАМИ с образованием соли и воды, называются ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ.

** Оксиды хрома и марганца, в которых металл имеет низшую степень окисления, являются обыкновенными основными оксидами (как и оксиды всех остальных металлов). Вот какие гидроксиды им соответствуют:

CrO (оксид хрома II) – Cr(OH)2 (гидроксид хрома II);

MnO (оксид марганца II) – Mn(OH)2 (гидроксид марганца II).

Соединения хрома (II) крайне неустойчивы и быстро переходят в соединения хрома (III). С применением многих интересных оксидов мы уже познакомились в главе 6 "кислород".

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 22:24 | Повідомлення № 5
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§8.3 Кислоты. Классификация кислот. Химические свойства.

Слова "кислота" и "кислый" не зря имеют общий корень. Растворы всех кислот на вкус кислые. Это не означает, что раствор любой кислоты можно пробовать на язык – среди них встречаются очень едкие и даже ядовитые. Но такие кислоты как уксусная (содержится в столовом уксусе), яблочная, лимонная, аскорбиновая (витамин С), щавелевая и некоторые другие (эти кислоты содержатся в растениях) знакомы вам именно своим кислым вкусом.

В этом параграфе мы рассмотрим только важнейшие неорганические кислоты, то есть такие, которые не синтезируются живыми организмами, но играют большую роль в химии и химической промышленности.

Все кислоты, независимо от их происхождения, объединяет общее свойство – они содержат реакционноспособные атомы водорода. В связи с этим кислотам можно дать следующее определение:

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

Свойства кислот определяются тем, что они способны заменять в своих молекулах атомы водорода на атомы металлов. Например:

H2SO4

+

Mg

=

MgSO4

+

H2

серная кислота

металл

соль

водород

H2SO4

+

MgO

=

MgSO4

+

H2O

серная кислота

оксид

соль

вода

Давайте на примере серной кислоты рассмотрим ее образование из кислотного оксида SO3 , а затем реакцию серной кислоты с магнием. Валентности всех элементов, участвующих в реакции, нам известны, поэтому напишем соединения в виде структурных формул:

Эти примеры позволяют легко проследить связь между кислотным оксидом SO3 , кислотой H2SO4 и солью MgSO4. Одно "рождается" из другого, причем атом серы и атомы кислорода переходят из соединения одного класса (кислотный оксид) в соединения других классов (кислота, соль).

Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.

По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные (табл. 8-1).

Таблица 8-1. Классификация кислот по составу.

Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты

H2SO4 серная кислота

H2SO3 сернистая кислота

HNO3 азотная кислота

H3PO4 фосфорная кислота

H2CO3 угольная кислота

H2SiO3 кремниевая кислота

HF фтороводородная кислота

HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)

HBr бромоводородная кислота

HI иодоводородная кислота

H2S сероводородная кислота

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, все кислоты делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н), как показано в табл. 8-2:

Таблица 8-2. Классификация кислот по числу атомов водорода.

К И С Л О Т Ы

Одноосновные

Двухосновные

Трехосновные

HNO3 азотная

HF фтороводородная

HCl хлороводородная

HBr бромоводородная

HI иодоводородная

H2SO4 серная

H2SO3 сернистая

H2 S сероводородная

H2CO3 угольная

H2SiO3 кремниевая

H3PO4 фосфорная

** Термин "одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется "одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

HCl + KOH = KCl + H2O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже "два основания", а трехосновная "три основания":

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O

Рассмотрим важнейшие химические свойства кислот.

1. Действие растворов кислот на индикаторы . Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов . По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот. Об индикаторах мы более подробно расскажем в следующем параграфе на примере их реакций с основаниями.

2. Взаимодействие кислот с основаниями . Эта реакция, как вы уже знаете, называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

кислота

основание

соль

вода

H2SO4

+

Ca(OH)2

=

CaSO4

+

2 H2O

H3PO4

+

Fe(OH)3

=

FePO4

+

3 H2O

2 H3PO4

+

3 Ca(OH)2

=

Ca3(PO4)2

+

6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами . Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

кислота

оксид

соль

вода

2 HCl

+

CaO

=

CaCl2

+

H2O

2 H3PO4

+

Fe2O3

=

2 FePO4

+

3 H2O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4 , которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

4. Взаимодействие кислот с металлами . Как мы видим из предыдущего примера, для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

кислота

металл

соль

HCl

+

Hg

=

не образуется


2 HCl

2 Na

=

2 NaCl

+

H2

H2SO4

+

Zn

=

ZnSO4

+

H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов (табл. 8-3). Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Табл. 8-3. Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот

Металлы, которые не вытесняют водород из кислот

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H)

самые активные металлы

Cu Hg Ag Pt Au

самые неактивные металлы ®

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части табл. 8-3. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части табл. 8-3.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе. В таблице 8-4 в каждой из колонок сила кислот уменьшается сверху вниз.

Таблица 8-4. Классификация кислот на сильные и слабые кислоты.

Сильные кислоты

Слабые кислоты

HI иодоводородная

HBr бромоводородная

HCl хлороводородная

H2SO4 серная

HNO3 азотная

HF фтороводородная

H3PO4 фосфорная

H2SO3 сернистая

H2 S сероводородная

H2CO3 угольная

H2SiO3 кремниевая

** Следует помнить, что в реакциях кислот с металлами есть одно важное исключение. При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N+5, а не H+, как в других кислотах. Выделяющийся все же в каком-то количестве водород немедленно окисляется и не выделяется в виде газа. Это же наблюдается и для реакций концентрированной серной кислоты, в молекуле которой сера S+6 также выступает в роли главного окислителя. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры. Например:

Cu + 4 HNO3(конц.) =Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

3 Cu + 8HNO3(разб.) = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

8 K + 5 H2SO4(конц.) = 4 K2SO4 + H2S + 4 H2O

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) = 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой.

Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

Это обстоятельство используют в промышленности. Например, концентрированную серную кислоту хранят и перевозят в железных бочках.

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 22:28 | Повідомлення № 6
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§8.4 Основания. Свойства и классификация оснований. Щелочи..

Если вещество содержит гидрокси-группы (ОН), которые могут отщепляться (подобно отдельному "атому") в реакциях с другими веществами, то такое вещество является основанием. Существует много оснований, которые состоят из атома какого-либо металла и присоединенных к нему гидрокси-групп. Например:

NaOH – гидроксид натрия,

KOH – гидроксид калия,

Ca(OH)2 – гидроксид кальция,

Fe(OH)3 – гидроксид железа (III),

Ba(OH)2 – гидроксид бария.

Гидрокси-группы одновалентны, поэтому формулу основания легко составить по валентности металла. К химическому символу металла надо приписать столько гидрокси-групп, какова валентность металла. Большинство оснований – ионные соединения.

Основаниями называются вещества, в которых атомы металла связаны с гидрокси-группами.

Существует также основание, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH4+ (катиону аммония). Это основание называется гидроксидом аммония и имеет формулу NH4OH.

Гидроксид аммония образуется в рекции присоединения воды к аммиаку, когда аммиак растворяют в воде:

NH3 + H2O = NH4OH (гидроксид аммония).

Основания бывают растворимыми и нерастворимыми. Растворимые основания называются щелочами. Растворы щелочей скользкие на ощупь ("мыльные") и довольно едкие. Они разъедают кожу, ткани, бумагу, очень опасны (как и кислоты) при попадании в глаза. Поэтому при работе со щелочами и кислотами необходимо пользоваться защитными очками.

Если раствор щелочи все-таки попал в лицо, необходимо промыть глаза большим количеством воды, а затем разбавленным раствором слабой кислоты (например, уксусной). Этот способ медицинской помощи основан на уже известной нам реакции нейтрализации.

NaOH + уксусная кислота (разб.) = соль + вода

Щелочи составляют лишь небольшую часть всех оснований. Это NaOH – гидроксид калия (едкое кали), KOH – гидроксид натрия (едкий натр), Ca(OH)2 – гидроксид кальция (его раствор называется известковой водой), Ba(OH)2 – гидроксид бария и некоторые другие.

Большинство оснований в воде нерастворимы. Это, например, Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III) и многие другие. Такие основания щелочами не называют.

Щелочами называются растворимые в воде сильные основания.

Химические свойства оснований связаны с их способностью отдавать другим соединениям гидрокси-группу.

Рассмотрим еще раз типичные реакции нейтрализации между щелочью и кислотой при помощи структурных формул:

Пунктирными линиями показаны наиболее слабые химические связи в основании и кислоте, которые разрываются в реакциях нейтрализации. Такая схема наглядно показывает различие между кислотами и основаниями: кислоты склонны отщеплять атомы водорода, а основания – гидрокси-группы.

В реакцию нейтрализации с кислотами легко вступают все основания, а не только щелочи.

Разные основания имеют разную способность отщеплять гидрокси-группы, поэтому их, подобно кислотам, подразделяют на сильные и слабые основания. В таблице 8-5 сила оснований уменьшается сверху вниз в каждой колонке.

Таблица 8-5. Классификация оснований по силе.

Сильные основания

Слабые основания

NaOH гидроксид натрия (едкий натр)

KOH гидроксид калия (едкое кали)

LiOH гидроксид лития

Ba(OH)2 гидроксид бария

Ca(OH)2 гидроксид кальция (гашеная известь)

Mg(OH)2 гидроксид магния

Fe(OH)2 гидроксид железа (II)

Zn(OH)2 гидроксид цинка

NH4OH гидроксид аммония

Fe(OH)3 гидроксид железа (III)

и т.д. (большинство гидроксидов металлов)

** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) мы называем ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.

Сила основания важна в реакциях со слабыми кислотами. Слабое основание и слабая кислота реагируют лишь в незначительной степени. Напротив, сильное основание легче реагирует с любой кислотой независимо от её силы.

2 NH4OH

+

H2S

=

(NH4)2S

+

2 H2O

слабое основание

слабая кислота

реакция протекает лишь в незначительной степени (мало продуктов реакции)

2 NaOH

+

H2S

=

Na2S

+

2 H2O

сильное основание

слабая кислота

продуктов реакции больше

Еще одно важное химическое свойство оснований – способность разлагаться при нагревании на воду и основной оксид.

Cu(OH)2 = CuO + H2O (при нагревании)

2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O (при нагревании)

Растворы щелочей окрашивают индикаторы: лакмус – в синий цвет, фенолфталеин – в малиновый цвет. Индикатор метиловый оранжевый (или метилоранж) в растворах щелочей имеет желтый цвет. Подробнее об индикаторах можно прочитать в следующем параграфе.

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 22:35 | Повідомлення № 7
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§8.5 Индикаторы в реакциях нейтрализации. Титрование.

Цвета различных индикаторов в растворах кислот и щелочей приведены в таблице 8-6. С их помощью определяют кислотность или щелочность раствора. Для проявления окраски достаточно добавить в исследуемый раствор всего лишь 1-2 капли 0,1% раствора индикатора.

Таблица 8-6. Окраска индикаторов в растворах щелочей и кислот.

Цвет индикатора в растворах:

Название индикатора:

в кислых

в нейтральных

в щелочных

Лакмус

Фенолфталеин

Метилоранж

красный

бесцветный

красный

фиолетовый

бледно-розовый

оранжевый

синий

малиновый

желтый

Индикаторы можно условно считать слабыми кислотами, соли которых в растворе имеют иную окраску. Эта окраска не зависит от атома металла, входящего в состав соли. Например, запишем формулу лакмуса в виде "кислоты" НЛ (здесь Н – атом водорода, а Л – часть молекулы лакмуса, имеющей сложное строение). В растворах изменение окраски лакмуса происходит в результате реакции нейтрализации:

HЛ

+

NaOH

=

NaЛ

+

H2O

эти молекулы окрашивают раствор в красный цвет

эти молекулы окрашивают раствор в синий цвет

А вот как изменяет окраску растворов индикатор фенолфталеин НФ:

HФ

+

NaOH

=

NaФ

+

H2O

эти молекулы бесцветны

эти молекулы окрашивают раствор в малиновый цвет

Если после появления малиновой окраски в щелочной раствор фенолфталеина добавить избыток какой-нибудь кислоты, то произойдет обратная реакция и раствор вновь станет бесцветным:

NaФ

+

HCl

=

HФ

+

NaCl

малиновый

бесцветный

Однако сначала должна пройти реакция кислоты HCl со щелочью NaOH, добавленной ранее в раствор. До тех пор, пока не прореагирует весь избыток щелочи (сильного основания), кислота не реагирует с индикатором и раствор остается малиновым (т.е. щелочным).

Изменение окраски происходит резко как только в растворе не останется NaOH. На этом явлении основано определение неизвестной концентрации раствора какого-нибудь основания или кислоты с помощью добавления раствора кислоты или основания известной концентрации. Такой способ называется титрованием.

Титрование проводится с помощью бюретки трубки с краником, на которую нанесены деления с точностью до 1/10 мл (см. ниже рис.8-1). В бюретку наливают раствор кислоты или щелочи точно известной концентрации.

Например, имеется раствор NaOH неизвестной концентрации. Строго отмеренный объем этого раствора наливают в колбу или стакан и по каплям добавляют к нему из бюретки раствор кислоты, концентрация которого известна. С помощью бюретки точно измеряется объем кислоты, необходимый для полной нейтрализации раствора щелочи неизвестной концентрации. Поскольку точно известна концентрация кислоты, взятой для титрования, то не составляет труда рассчитать концентрацию щелочи.


Рис. 8-1. Титрование.

Рассмотрим конкретный пример. Пусть имеется раствор NaOH неизвестной концентрации. 10,0 мл этого раствора поместили в колбу и добавили 1 каплю слабого раствора фенолфталеина. Раствор окрасился в малиновый цвет (рис. 8-1а).

Малиновый раствор титровали из бюретки с помощью 0,1 М раствора соляной кислоты HCl. Окраска раствора исчезла (рис. 8-1б), когда из бюретки вылилось 16,4 мл кислоты. Какова молярная концентрация раствора NaOH?

Напишем уравнение реакции нейтрализации:

NaOH

+

HCl

=

NaCl

+

H2O

М моль/л

10,0 мл

0,1 моль/л

16,4 мл

Поскольку реакция идет "моль к молю", мы можем число молей, необходимых для завершения реакции, записать следующим образом (здесь М молярная концентрация растворов):

(MNaOH) умножить на (млNaOH) = (MHCl) умножить на (млHCl)

или

MNaOH× 10,0 мл = 0,1 моль/л × 16,4 мл.

Отсюда: MNaOH = 0,1× 16,4/10,0 = 0,164 моль/л.

Итак, концентрация исследуемого раствора NaOH составляет 0,164 моль/л.

Разумеется, точно так же можно титровать и раствор кислоты неизвестной концентрации специально приготовленным раствором щелочи, концентрация которого нам известна.

Раствор для титрования, концентрация которого известна заранее, иногда называют стандартным раствором. Его объем обозначают vст. Взятый для титрования объем раствора неизвестной концентрации можно обозначить vx. В общем случае для титрования одноосновных кислот и оснований справедлива формула:

Mст× vст = Mx× vx

где Mст и Mxмолярные концентрации стандартного и исследуемого растворов.

Титрование распространенная процедура в химической лаборатории.

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 22:37 | Повідомлення № 8
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

** §8.6 Амфотерные основания.

Гидроксид цинка Zn(OH)2 является малорастворимым основанием. Его можно получить, действуя щелочью на какую-нибудь растворимую соль цинка – при этом Zn(OH)2 выпадает в осадок:

ZnCl2 + 2 NaOH = Zn(OH)2¯ + 2 NaCl

Подобно всем другим основаниям, осадок гидроксида цинка легко растворяется при добавлении какой-нибудь кислоты:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O

Если же вместо кислоты к осадку гидроксида цинка добавить избыток щелочи, то он также растворяется, чего не происходит с другими гидроксидами. Почему Zn(OH)2 растворяется в щелочи?

Это явление объясняется тем, что в присутствии избытка сильного основания гидроксид цинка способен отдавать атомы водорода, подобно кислоте (знак º означает тождество, одинаковость):

Zn(OH)2 º H2ZnO2

+

2 NaOH

=

Na2ZnO2

+

2 H2O

гидроксид цинка

щелочь

соль

вода

Происходит реакция нейтрализации наподобие той, которая могла бы произойти между NaOH и кислотой. Эта кислота (цинковая кислота H2ZnO2) и гидроксид цинка Zn(OH)2 являются одним и тем же соединением! Сокращенная (но не структурная) формула этого соединения может быть записана двумя способами:

Zn(OH)2 или H2ZnO2 - это две сокращенные формулы;

H–O–Zn–O–H единственная структурная формула.

Поскольку прочность связей Н–О и O–Zn сравнимы между собой, гидроксид цинка способен быть как основанием в присутствии кислоты, так и кислотой в присутствии основания:

H2SO4

2 NaOH

2 H2O + ZnSO4

Zn(OH)2 º H2ZnO2

®

Na2ZnO2 + 2 H2O

реагирует как основание

реагирует как кислота

Данное свойство гидроксидов называется амфотерностью.

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые способны отдавать в реакциях с другими соединениями как атомы (ионы) водорода, так и гидрокси-группы (анионы гидроксила).

Помимо гидроксида цинка, амфотерными свойствами обладают гидроксиды некоторых других металлов: Al(OH)3, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2.

Объяснение проявления амфотерности у одних металлов и отсутствие ее у других следует искать в теории химической связи.

Можно заметить, что амфотерные свойства проявляют те металлы, которые в Периодической таблице находятся наиболее близко к неметаллам. Как известно, неметаллы обладают большей электроотрицательностью (по сравнению с металлами), поэтому их связь с кислородом носит чисто ковалентный характер и отличается значительной прочностью.

Связи между металлами и кислородом, как правило, ионные (из-за низкой электроотрицательности металлов). Такие связи менее прочны, чем ковалентные.

Рассмотрим структурные формулы трех разных соединений: гидроксида бора B(OH)3, гидроксида алюминия Al(OH)3 и гидроксида кальция Ca(OH)2.

Соединение B(OH)3 имеет внутри молекулы наиболее "ковалентную" связь бора с кислородом, поскольку бор ближе по электроотрицательности к кислороду, чем Al и Сa. Из-за высокой электроотрицательности бору энергетически выгоднее входить в состав отрицательно заряженной частицы то есть кислотного остатка. Поэтому формулу B(OH)3 чаще записывают как H3BO3:

H3BO3 = 3H+ + BO33- (в растворе)

Кальций наименее электроотрицательный из этих элементов, поэтому в его молекуле связь СаО носит ионный характер. Из-за низкой электроотрицательности для кальция выгодно существование в виде катиона Ca2+:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH- (в растворе)

В связи с этим в структурных формулах пунктирными линиями отмечены связи, разрыв которых энергетически более выгоден.

Структурные формулы показывают, что соединение B(OH)3 будет легче отдавать ионы водорода, чем ионы гидроксида, т.е. является кислотой (и по традиции должно быть записано сокращенной формулой H3BO3). Напротив, Ca(OH)2 типичное основание. Гидроксид алюминия, в котором центральный атом имеет промежуточную электроотрицательность, может проявлять как свойства кислоты, так и основания в зависимости партнера по реакции нейтрализации. Это наблюдается в действительности. В первой из приведенных ниже реакций Al(OH)3 реагирует как обычное основание, а в следующих – как кислота:

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

Al(OH)3 º H3AlO3 + NaOH = NaH2AlO3 + H2O, причем если реакцию проводить при нагревании, то соль NaH2AlO3 теряет одну молекулу воды и образуется алюминат натрия NaAlO2. В растворе алюминат натрия, наоборот, легко присоединяет воду и существует в виде соли Na[Al(OH)4]. Итак:

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2 H2O (при сплавлении);

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (при добавлении раствора NaOH без нагревания).

Таким образом, амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей.


А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 23:12 | Повідомлення № 9
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!


§8.7 Соли. Названия и классификация солей.

В предыдущих параграфах этой главы вы постоянно встречались с реакциями, в которых образуются соли.

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками.

Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+ . Примеры типичных солей приведены ниже.

NaCl – хлорид натрия,

Na2SO4 – сульфат натрия,

СаSO4 – сульфат кальция,

СаCl2 – хлорид кальция,

(NH4)2SO4 – сульфат аммония.

Формула соли строится с учетом валентностей металла и кислотного остатка. Практически все соли – ионные соединения, поэтому можно говорить, что в солях связаны между собой ионы металла и ионы кислотных остатков:

Na+Cl – хлорид натрия

Ca2+SO42– – сульфат кальция и т.д.

Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток. Названия солей в зависимости от кислотного остатка показаны в таблице 8-6.

Таблица 8-6. Построение названий солей. В верхней части таблицы приведены кислородсодержащие кислотные остатки, в нижней – бескислородные.

Соль какой кислоты

Кислотный остаток

Валентность остатка

Название солей

Примеры

Азотная HNO3

NO3-

I

нитраты

Ca(NO3)2 нитрат кальция

Кремниевая H2SiO3

SiO32-

II

силикаты

Na2SiO3 силикат натрия

Серная H2SO4

SO42-

II

сульфаты

PbSO4 сульфат свинца

Угольная H2CO3

CO32-

II

карбонаты

Na2CO3 карбонат натрия

Фосфорная H3PO4

PO43-

III

фосфаты

AlPO4 фосфат алюминия

Бромоводородная HBr

Br-

I

бромиды

NaBr бромид натрия

Иодоводородная HI

I-

I

иодиды

KI иодид калия

Сероводородная H2S

S2-

II

сульфиды

FeS сульфид железа (II)

Соляная HCl

Cl-

I

хлориды

NH4Cl хлорид аммония

Фтороводородная HF

F-

I

фториды

CaF2 фторид кальция

Из таблицы 8-6 видно, что названия кислородсодержащих солей имеют окончания "ат", а названия бескислородных солей – окончания "ид".

В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание "ит". Например, Na2SO3 сульфит натрия. Это делается для того, чтобы различать соли серной кислоты (H2SO4 ) и сернистой кислоты (H2SO3 ) и в других таких же случаях.

** Все соли разделяются на средние, кислые и основные. Средние соли содержат только атомы металла и кислотного остатка. Например, все соли из таблицы 8-6 являются средними солями.

Любую соль можно получить соответствующей реакцией нейтрализации. Например, сульфит натрия образуется в реакции между сернистой кислотой и основанием (едким натром). При этом на 1 моль кислоты требуется взять 2 моля основания:

H2SO3

+

2 NaOH

=

Na2SO3

+

2 H2O

сульфит натрия (средняя соль)

Если взять только 1 моль основания то есть меньше, чем требуется для полной нейтрализации, то образуется кислая соль гидросульфит натрия:

H2SO3

+

NaOH

=

NaHSO3

+

H2O

гидросульфит натрия (кислая соль)

Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода.

Названия кислых солей содержат приставку "гидро" (от слова hydrogenium водород). Например:

NaHCO3 – гидрокарбонат натрия,

K2HPO4 – гидрофосфат калия,

KH2PO4 – дигидрофосфат калия.

Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Ниже приведен пример, показывающий отличие основных солей от обычных (средних):

Mg(OH)2

+

2 HCl

=

MgCl2

+

2 H2O

хлорид магния (средняя соль)

Mg(OH)2

+

HCl

=

Mg(OH)Cl

+

H2O

гидроксохлорид магния (основная соль)

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы.

Основные соли образуются только из многокислотных оснований. Одноокислотные основания таких солей образовать не могут.

В таблице 8-6 приведены международные названия солей. Однако полезно знать также русские названия и некоторые исторически сложившиеся, традиционные названия солей, имеющих важное значение (таблица 8-7).

Таблица 8-7. Международные, русские и традиционные названия некоторых важных солей.

Соль

Международное название

Русское название

Традиционное название

Применение

Na2CO3

Карбонат натрия

Натрий углекислый

Сода

В быту – как моющее и чистящее средство

NaHCO3

Гидрокарбонат натрия

Натрий углекислый кислый

Питьевая сода

Пищевой продукт: выпечка кондитерских изделий

K2CO3

Карбонат калия

Калий углекислый

Поташ

Применяется в технике

Na2SO4

Сульфат натрия

Натрий сернокислый

Глауберова соль

Лекарственное средство

MgSO4

Сульфат магния

Магний сернокислый

Английская соль

Лекарственное средство

KClO3

Хлорат калия

Калий хлорнова-токислый

Бертолетова соль

Применяется в зажигательных смесях для головок спичек

Например, ни в коем случае нельзя путать соду Na2CO3 и питьевую соду NaHCO3 . Если нечаянно использовать в пищу соду вместо питьевой соды, можно получить тяжелый химический ожог.

В химии и в технике до сих пор сохраняется много старинных названий. Например, каустическая сода – вовсе не соль, а техническое название гидроксида натрия NaOH. Если обыкновенной содой можно почистить раковину или посуду, то каустическую соду ни при каких обстоятельствах брать в руки или использовать в быту нельзя!

Эти простые знания могут пригодиться в жизни – мало ли с какими веществами придется столкнуться в будущем.

** Строение солей аналогично строению соответствующих кислот и оснований. Ниже приведены структурные формулы типичных средних, кислых и основных солей.

В заключение приведем строение и название основной соли, формула которой, на первый взгляд, выглядит очень сложной: [Fe(OH)2]2CO3 дигидроксокарбонат железа (III).

На самом деле, при рассмотрении структурной формулы такой соли становится ясно, что эта соль продукт частичной нейтрализации гидроксида железа (III) угольной кислотой:

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 23:16 | Повідомлення № 10
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

** §8.8 Соли. Получение и химические свойства.

Рассмотрим важнейшие способы получения солей.

1. Реакция нейтрализации. Этот способ уже неоднократно встречался в предыдущих параграфах. Растворы кислоты и основания смешивают (осторожно!) в нужном мольном соотношении. После выпаривания воды получают кристаллическую соль. Например:

H2SO4

+

2 KOH

=

K2SO4

+

2 H2O

сульфат калия

2. Реакция кислот с основными оксидами. Этот способ получения солей упоминался в параграфе 8-3. Фактически, это вариант реакции нейтрализации. Например:

H2SO4

+

CuO

=

CuSO4

+

H2O

сульфат меди

3. Реакция оснований с кислотными оксидами (см. параграф 8.2). Это также вариант реакции нейтрализации:

Ca(OH)2

+

CO2

=

CaCO3

+

H2O

карбонат кальция

4. Реакция основных и кислотных оксидов между собой:

CaO

+

SO3

=

CaSO4

сульфат кальция

5. Реакция кислот с солями. Этот способ подходит, например, в том случае, если образуется нерастворимая соль, выпадающая в осадок:

H2S

+

CuCl2

=

CuS (осадок)

+

2 HCl

сульфид меди

6. Реакция оснований с солями. Для таких реакций подходят только щелочи (растворимые основания). В этих реакциях образуется другое основание и другая соль. Важно, чтобы новое основание не было щелочью и не могло реагировать с образовавшейся солью. Например:

3 NaOH

+

FeCl3

=

Fe(OH)3

+

3 NaCl

(осадок)

хлорид натрия

7. Реакция двух различных солей. Реакцию удается провести только в том случае, если хотя бы одна из образующихся солей нерастворима и выпадает в осадок:

AgNO3

+

KCl

=

AgCl (осадок)

+

KNO3

хлорид серебра

нитрат калия

Выпавшую в осадок соль отфильтровывают, а оставшийся раствор упаривают и получают другую соль. Если же обе образующиеся соли хорошо растворимы в воде, то реакции не происходит: в растворе существуют лишь ионы, не взаимодействующие между собой:

NaCl + KBr = Na+ + Cl- + K+ + Br-

Если такой раствор упарить, то мы получим смесь солей NaCl, KBr, NaBr и KCl, но чистые соли в таких реакциях получить не удается.

8. Реакция металлов с кислотами. В способах 1-7 мы имели дело с реакциями обмена (только способ 4 реакция соединения. Но соли образуются и в окислительно-восстановительных реакциях. Например, металлы, расположенные левее водорода в ряду активности металлов (таблица 8-3), вытесняют из кислот водород и сами соединяются с ними, образуя соли:

Fe

+

H2SO4(разб.)

=

FeSO4

+

H2

сульфат железа II

9. Реакция металлов с неметаллами. Эта реакция внешне напоминает горение. Металл "сгорает" в токе неметалла, образуя мельчайшие кристаллы соли, которые выглядят, как белый "дым":

2 K

+

Cl2

=

2 KCl

хлорид калия

10. Реакция металлов с солями. Более активные металлы, расположенные в ряду активности левее, способны вытеснять менее активные (расположенные правее) металлы из их солей:

Zn

+

CuSO4

=

Cu

+

ZnSO4

порошок меди

сульфат цинка


Теперь рассмотрим химические свойства солей.

Наиболее распространенные реакции солей реакции обмена и окислительно-восстановительные реакции. Сначала рассмотрим примеры окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислительно-восстановительные реакции солей.

Поскольку соли состоят из ионов металла и кислотного остатка, их окислительно-восстановительные реакции условно можно разбить на две группы: реакции за счет иона металла и реакции за счет кислотного остатка, если в этом кислотном остатке какой-либо атом способен менять степень окисления.

а) Реакции за счет иона металла.

Поскольку в солях содержится ион металла в положительной степени окисления, они могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях, где ион металла играет роль окислителя. Восстановителем чаще всего служит какой-нибудь другой (более активный) металл. Приведем пример:

Hg2+SO4

+

Sn0

=

Hg0

+

Sn2+SO4

соль менее активного металла (окислитель)

более активный металл (восстановитель)

Принято говорить, что более активные металлы способны вытеснять другие металлы из их солей. Металлы, находящиеся в ряду активности левее (см. параграф 8.3), являются более активными.

б) Реакции за счет кислотного остатка.

В кислотных остатках часто имеются атомы, способные изменять степень окисления. Отсюда многочисленные окислительно-восстановительные реакции солей с такими кислотными остатками. Например:

Na2S–2

+

Br20

=

S0

+

2 NaBr–1

соль сероводородной кислоты

сера

2 KI–1

+

H2O2–1

+

H2SO4

=

I20

+

K2SO4

+

2 H2O–2

соль иодоводородной кислоты

иод

2 KMn+7O4

+

16 HCl–1

=

5 Cl20

+

2 KCl

+

2 Mn+2Cl2

+

8 H2O

соль марганцевой кислоты

хлорид марганца

2 Pb(N+5O3–2)2

=

2 PbO

+

4 N+4O2

+

O20

соль азотной кислоты

при нагревании

2. Обменные реакции солей.

Такие реакции могут происходить, когда соли реагируют: а) с кислотами, б) с щелочами, в) с другими солями. При проведении обменных реакций берут растворы солей. Общим требованием для таких реакций является образование малорастворимого продукта, который удаляется из раствора в виде осадка. Например:

а) CuSO4 + H2S = CuS (осадок) + H2SO4

AgNO3 + HCl = AgCl (осадок) + HNO3


б) FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3 (осадок) + 3 NaCl

CuSO4 + 2 KOH = Cu(OH)2 (осадок) + K2SO4


в) BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 (осадок) + 2 KCl

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 (осадок) + 2NaCl

Если хотя бы один продукт таких обменных реакций не уходит из сферы реакции в виде осадка (иногда в виде газа), то при смешивании растворов образуется только смесь ионов, на которые при растворении распадаются исходная соль и реагент. Таким образом, обменная реакция произойти не может.

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
ShoolerДата: Субота, 13.06.2009, 23:17 | Повідомлення № 11
Супермодератор
Група: Модератори
Повідомлень: 3529
х-статус:
Veni! Vidi! Vici!

§8.9 Связь между классами неорганических соединений.

Давайте представим известные нам классы соединений в виде единой схемы (звездочками помечены классы, которые рассматривались только на втором и третьем уровне этой главы):

Деление веществ на классы достаточно условно. Например, мы знаем, что кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные, но их обычно не выделяют в отдельные классы соединений. Точно также не являются отдельными классами сильные и слабые кислоты. Это же справедливо и для оснований.

Между классами существует важная связь, которую называют генетической ("генезиз" по-гречески обозначает "происхождение"). Эта связь заключается том, что из веществ одного класса можно получить вещества других классов.

Существует два основных пути генетических связей между веществами: один из них начинается металлами, другой – неметаллами.

Например, сульфат кальция CaSO4 можно получить либо из металла кальция, либо другим путем – из неметалла серы:

С другой стороны, из соли можно опять прийти к металлу и неметаллу:

Одновременно существуют и другие пути взаимопревращений соединений разных классов. Таким образом, генетические связи между разными классами соединений очень многообразны.

А. В. Мануйлов, В. И. Родионов. Основы химии. Электронный учебник.


Я - волк! И вожака хочу я трон.
Ведь жизнь имеет волчий нрав.
В ней справедливейший закон -
Кто всех сильнее тот и прав!
 
Форум селища міського типу Червоне, Червоне - зробимо кращим »  Школопедія (Школопедия) » Хімія » 8 клас - Тема 2: Основні класи неорганічних сполук (8 клас - Тема 2: Основні класи неорганічних сполук)
Сторінка 1 з 11
Пошук:




Оплата будь-яких послуг через інтернет

Вхід

Логін:
Пароль:

Інформація

Ваш IP: 54.159.64.172
Браузер:

Cайт живе: