Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна -2.

Оснóвные оксиды образуют типичные металлы со С.О. +1,+2 (Li 2 O, MgO, СаО,CuO и др.).

Кислотные оксиды образуют неметаллы со С.О. более +2 и металлы со С.О. от +5 до +7 (SO 2 , SeO 2 , Р 2 O 5 , As 2 O 3 , СO 2 ,SiO 2 , CrO 3 и Mn 2 O 7). Исключение: у оксидов NO 2 и ClO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными.

Амфотерные оксиды образованы амфотерными металлами со С.О. +2,+3,+4 (BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 и РЬО).

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов со С.О.+1,+2 (СО, NO, N 2 O, SiO).

Основания (осно́вные гидрокси́ды ) - сложные вещества, которые состоят из иона металла (или иона аммония) и гидроксогруппы (-OH).

Кислотные гидроксиды (кислоты) — сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами.

Соли – сложные вещества, образованные атомами металлов, соединёнными с кислотными остатками.

Средние (нормальные) соли - все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла.

Кислые соли - атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Чтобы правильно назвать кислую соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидро- или дигидро- в зависимости от числа атомов водорода, входящих в состав кислой соли.

Например, KHCO 3 – гидрокарбонат калия, КH 2 PO 4 – дигидроортофосфат калия

Нужно помнить, что кислые соли могут образовывать только двух и более основные кислоты.

Осно́вные соли - гидроксогруппы основания (OH −) частично замещены кислотными остатками. Чтобы назвать основную соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидроксо- или дигидроксо- в зависимости от числа ОН — групп, входящих в состав соли.

Например, (CuOH) 2 CO 3 — гидроксокарбонат меди (II).

Нужно помнить, что основные соли способны образовывать лишь основания, содержащие в своём составе две и более гидроксогрупп.

Двойные соли - в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Например,KAl(SO 4) 2 , KNaSO 4.

Смешанные соли - в их составе присутствует два различных аниона. Например, Ca(OCl)Cl.

Гидратные соли (кристаллогидраты ) - в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: Na 2 SO 4 ·10H 2 O.

Тривиальные названия часто употребляемых неорганических веществ:

Формула	Тривиальное название
NaCl	галит, каменная соль, поваренная соль
Na 2 SO 4 *10H 2 O	глауберова соль
NaNO 3	Натриевая, чилийская селитра
NaOH	едкий натр, каустик, каустическая сода
Na 2 CO 3 *10H 2 O	кристаллическая сода
Na 2 CO 3	Кальцинированная сода
NaHCO 3	пищевая (питьевая) сода
K 2 CO 3	поташ
КОН	едкое кали
KCl	калийная соль, сильвин
KClO 3	бертолетова соль
KNO 3	Калийная, индийская селитра
K 3	красная кровяная соль
K 4	желтая кровяная соль
KFe 3+	берлинская лазурь
KFe 2+	турнбулева синь
NH 4 Cl	Нашатырь
NH 3 *H 2 O	нашатырный спирт, аммиачная вода
(NH 4) 2 Fe(SO 4) 2	соль Мора
СаO	негашеная (жженая) известь
Са(OH) 2	гашеная известь, известковая вода, известковое молоко, известковое тесто
СaSO 4 *2H 2 O	Гипс
CaCO 3	мрамор, известняк, мел, кальцит
СаНРO 4 × 2H 2 O	Преципитат
Са(Н 2 РO 4) 2	двойной суперфосфат
Са(Н 2 РO 4) 2 +2СаSO 4	простой суперфосфат
CaOCl 2 (Ca(OCl) 2 + CaCl 2)	хлорная известь
MgO	жженая магнезия
MgSO 4 *7H 2 O	английская (горькая) соль
Al 2 O 3	корунд, боксит, глинозем, рубин, сапфир
C	алмаз, графит, сажа, уголь, кокс
AgNO 3	ляпис
(CuОН) 2 СO 3	малахит
Cu 2 S	медный блеск, халькозин
CuSO 4 *5H 2 O	медный купорос
FeSO 4 *7H 2 O	железный купорос
FeS 2	пирит, железный колчедан, серный колчедан
FeСО 3	сидерит
Fe 2 О 3	красный железняк, гематит
Fe 3 О 4	магнитный железняк, магнетит
FeО × nH 2 О	бурый железняк, лимонит
H 2 SO 4 × nSO 3	олеум раствор SO 3 в H 2 SO 4
N 2 O	веселящий газ
NO 2	бурый газ, лисий хвост
SO 3	серный газ, серный ангидрид
SO 2	сернистый газ, сернистый ангидрид
CO	угарный газ
CO 2	углекислый газ, сухой лед, углекислота
SiO 2	кремнезем, кварц, речной песок
CO + H 2	водяной газ, синтез-газ
Pb(CH 3 COO) 2	свинцовый сахар
PbS	свинцовый блеск, галенит
ZnS	цинковая обманка, сфалерит
HgCl 2	сулема
HgS	киноварь

Классификация неорганических веществ основана на их способности к разложению. Простые вещества, состоящие из атомов только одного химического элемента (O 2 , H 2 , Mg), не распадаются. Легко разлагаются сложные вещества, состоящие из атомов двух и более элементов (CO 2 , H 2 SO 4 , NaOH, KCl).

Простые

Классификация классов неорганических веществ включает:

• металлы - элементы, обладающие тепло- и электропроводностью, высокой пластичностью, ковкостью, металлическим блеском;
• неметаллы - более хрупкие, чем металлы, элементы, не обладающие электропроводностью и проявляющие окислительные свойства.

Рис. 1. Схема классификации неорганических веществ.

Металлы расположены в нижнем левом углу периодической таблицы, неметаллы - в правом верхнем углу и включают благородные газы.

Рис. 2. Расположение металлов и неметаллов в таблице Менделеева.

Многие простые химические элементы обладают аллотропией - свойством образовывать несколько простых веществ. Например, при присоединении ещё одного атома к кислороду образуется простое вещество озон (О 3), углерод в зависимости от количества атомов образует графит, уголь или алмаз.

Сложные

Сложные вещества классифицируют на следующие классы:

• оксиды - состоят из двух элементов, один из которых является кислородом;
• кислоты - состоят из атомов водорода и кислотного остатка;
• основания - состоят из металла и одной или нескольких гидроксильных групп;
• соли - состоят из металла и кислотного остатка.

Отдельно выделяют амфотерные гидроксиды, которые проявляют свойства кислот и оснований. Это твёрдые вещества, являющиеся слабыми электролитами. К ним относятся гидроксиды металлов со степенью окисления +3 и +4. Исключениями являются Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 .

Более подробная классификация сложных веществ представлена в таблице с примерами.

Вид	Номенклатура	Химические свойства	Пример
Оксиды - Е х О у	Оксид элемента (степень окисления)	Выделяют основные оксиды, которые при взаимодействии с кислотами образуют соли, и кислотные оксиды, образующие при взаимодействии с основаниями кислоты. Отдельно выделяют амфотерные оксиды, взаимодействующие с кислотами и основаниями (образуется соль)	Na 2 O - оксид натрия, Fe 2 O 3 - оксид железа (III), N 2 O 5 - оксид азота (V)
Основания - Ме(ОН) х	Гидроксид металла (степень окисления)	В соответствии с растворимостью выделяют щёлочи и нерастворимые в воде основания. Щёлочи взаимодействуют с неметаллами и кислотными оксидами. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами и способны разлагаться при высоких температурах	Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II), Cu(OH) 2 - гидроксид меди (II), NaOH - гидроксид натрия
Кислоты - H n Ac	Читается в зависимости от кислотного остатка	Взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряде активности, с оксидами, солями. Способны разлагаться при высоких температурах	H 2 SO 4 - серная кислота, HCl - соляная кислота, HNO 3 - азотная кислота
Соли - Ме х (Ас) у	Кислотный остаток металла (степень окисления)	Реагируют с кислотами, щелочами, металлами и солями	Na 2 SO 4 - сульфат натрия, CaCO 3 - карбонат кальция, KCl - хлорид калия

Рис. 3. Список названий кислот.

Генетические связи между классами основаны на взаимном превращении веществ. При химических реакциях атомы переходят от одного вещества к другому, образуя генетические ряды (ряды превращений). Металл при присоединении кислорода образует оксид, который при взаимодействии с водой превращается в основание. Из неметалла образуется кислотный оксид, который, взаимодействуя с водой, образует кислоту. Любой генетический ряд заканчивается солью.

Что мы узнали?

Неорганические вещества включают простые и сложные соединения. Простые вещества состоят из атомов одного и того же элемента. К ним относятся металлы и неметаллы. Сложные соединения включают вещества, состоящие из нескольких элементов. К ним относятся оксиды, кислоты, основания, соли и амфотерные гидроксиды. Все вещества генетически связаны между собой. Из простого вещества можно получить более сложное вещество. Наиболее сложными веществами считаются соли.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 102.

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.

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.

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

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 )
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

И их производные. Все остальные вещества - неорганические.

Классификация неорганических веществ
Неорганические вещества по составу делят на простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента и подразделяются на металлы, неметаллы, благородные газы. Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.

Сложные неорганические вещества по составу и свойствам распределяют по следующим важнейшим классам: оксиды, основания , кислоты, амфотерные гндроксиды, соли.

Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки

Классификация веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.

Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.

По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr 2 O 3 , K 2 O, CO 2 и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N 2 O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O,

MgO + CO 2 = MgCO 3 .

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH,

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

a) CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O;

б) CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 +2KCl.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O,

CaO + CO 2 = CaCO 3 .

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO 2 , N 2 O 5 , SiO 2 , CO 2 и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8) -V 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 и др.

Ряд кислотных оксидов (SO 3 , SO 2 , N 2 O 3 , N 2 O 5 , CO 2 и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 .

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO 2 , TeO 2 , TeO 3 , MoO 3 , WO 3 , и др.) получают косвенным путем. Например:

а) SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O

б) Na 2 SiO 3 +2HCl= H 2 SiO 3 + 2NaCl

Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

SnO + H 2 SO 4 = SnSO 4 + H 2 O,

SnO + 2KOH + H 2 O = K 2 ,

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O.

К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Sb 2 O 3 , MnO 2 и др.

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na 2 O, MgO - основные оксиды; Al 2 O 3 – амфотерный; SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ,

S + O 2 = SO 2 .

2. Горение сложных веществ:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O,

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

CaCO 3 ® CaO + CO 2 ,

Cd(OH) 2 ® CdO + H 2 O,

H 2 SO 4 ® SO 3 + H 2 O.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO 2 – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na 2 O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO 2 – диоксид углерода и т.д.

Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH) 2 и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO 3 , H 3 PO 4 , и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи E O - H << E Э - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу, т. е. разрушается связь О – Н.

ЭОН Û ЭО - + H +

Если E O-H >> E Э – O , то диссоциация гидроксида протекает по основному типу, т. е. разрушается связь Э - O

ЭOH Û Э + + OH -

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах:

Э n+ + nOH - Û Э(OH) n = H n ЭO n Û nH + + ЭО n n-

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH) 2 – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH) 3 – амфотерный гидроксид;

H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HСlO 4 – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

Кислоты

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO 3 – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H 2 S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 = CuSO 4 + 2H 2 O.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

2HNO 3 + MgO = Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

H 2 SO 4 + ZnO = ZnSO 4 + H 2 O.

3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Zn + 2HCl =ZnCl 2 + H 2 ­.

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.

4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H 2 SiO 3 H 2 O + SiO 2 .

5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

H 2 SO 4 конц + NaCl тв = NaHSO 4 + HCl.

6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о- , окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая ; например, H 2 SO 4 – серная кислота, HClO 4 – хлорная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO 3 - хлорноватая кислота), истая (HClO 2 - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто - , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета - . Например:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 - метафосфорная кислота;

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 - ортофосфорная кислота.

Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH 4 OH).

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH) 2 – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ¯ + H 2 O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

2KOH + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + H 2 O 1,

2KOH + SnO + H 2 O = K 2 [ Sn(OH) 4 ].

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 +2H 2 O2,

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [ Zn(OH) 4 ]3.

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды (гидраты амфотерных оксидов) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO 2 2- + 2H + Û Zn(OH) 2 Û Zn 2+ + 2OH .

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [ Sn(OH) 4 ].

Номенклатура оснований. Названия оснований строятся из слова “гидроксид ” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH) 3 - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH) 2 – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 S,H 3 PO 4 и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH) 2 ,Ca (OH) 2 , Al (OH) 3 и т. д.).

Примеры образования солей:

Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,

CaSO 4 (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O,

NaHSO 4 (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu (OH) 2 + HCl = CuOHCl + H 2 O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 ↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,

NaCl тв + H 2 SO 4конц = NaHSO 4 + HCl;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH;

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl↓,

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al (OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2 .

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO 3 = CaO + CO 2 .

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 ٭ 5H 2 O ΔH<0

белого цвета сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO 4 + NaOH= Na 2 SO 4 + H 2 O,

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl 2 = MgCl 2 + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 .

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH) 3 + 3HCl= FeCl 3 + 3H 2 O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl 2 + 2KOH = Fe(OH) 2 ¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO 3) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2KNO 3 .

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO 2 = CaCO 3 .

Номенклатура солей. Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид . Например: SnS – сульфид олова (II), Na 2 Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат . Например, соли азотной кислоты HNO 3 называются нитратами, серной кислоты H 2 SO 4 - сульфатами, хромовой кислоты H 2 CrO 4 – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO 2 называются нитритами, сернистой кислоты H 2 SO 3 – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “), ее анион получает приставку гипо- и окончание -ит . Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO 4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO 4 – перхлоратами, йодной кислоты HIO 4 – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 , хлорноватой HClO 3 и йодноватой HIO 3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na 2 HPO 4 – гидроортофосфат натрия, NaH 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо- , указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH) 2 NO 3 – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков

Продолжение табл. 4.1