Электронная библиотека

  • Для связи с нами пишите на admin@kursak.net
    • Обратная связь
  • меню
    • Автореферат (88)
    • Архитектура (159)
    • Астрономия (99)
    • Биология (768)
    • Ветеринарная медицина (59)
    • География (346)
    • Геодезия, геология (240)
    • Законодательство и право (712)
    • Искусство, Культура,Религия (668)
    • История (1 078)
    • Компьютеры, Программирование (413)
    • Литература (408)
    • Математика (177)
    • Медицина (921)
    • Охрана природы, Экология (272)
    • Педагогика (497)
    • Пищевые продукты (82)
    • Политология, Политистория (258)
    • Промышленность и Производство (373)
    • Психология, Общение, Человек (677)
    • Радиоэлектроника (71)
    • Разное (1 245)
    • Сельское хозяйство (428)
    • Социология (321)
    • Таможня, Налоги (174)
    • Физика (182)
    • Философия (411)
    • Химия (413)
    • Экономика и Финансы (839)
    • Экскурсии и туризм (29)

Лекции по Химии

Лекция №1: Наука химия. Физические и химические явления.

Классы неорганических соединений.

Окружающий мир состоит из различных видов материи, веществ и излучений.

Химия – наука о веществах, их свойствах, превращениях веществ и явлениях, сопровождающих эти превращения.

С веществами происходят различные изменения, например, испарение воды, сгорание топлива, ржавление металлов.

Изменения, происходящие с веществами, называются явлениями.

Явления бывают физические и химические.

Физические явления - явления, при которых данные вещества не превращаются в другие, а обычно изменяется только их агрегатное состояние или форма ( т.е. без изменения состава и строения молекул) – плавление стекла, испарение или замерзание воды.

clip_image0012Jтв t J2

сублимация

Химические явления - явления, в результате которых из данных веществ образуются другие. Химические явления называются химическими превращениями или химическими реакциями. Изменяется состав и строение молекул вещества.

clip_image0022Ag2O t 4Ag +O2

термическое разложение

Механическая смесь: вещества сохраняют химическую индивидуальность, они могут браться в любых соотношениях; составные части смеси могут быть разделены на основе их физических свойств (путем фильтрования, дистилляции, хроматографии, отстаивания). Нет выделения (поглощения) теплоты.

Химическое соединение: образуется новое вещество, причем при образовании вещества исходные реагируют в строго определенных стехиометрических соотношениях; вещества не сохраняют свои свойства, для разложения химического соединения необходимо проведение химической реакции; при химических реакциях тепло, как правило, выделяется или поглощается.

Признаки химических реакций: выделение теплоты (иногда света), изменение окраски, появление запаха, образование осадка, выделение газа.

Объектом изучения в химии являются вещества, состоящие , в свою очередь, из молекул и атомов.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, обладающая его основными химическими свойствами, состоящая из одинаковых или различных атомов, способная к самостоятельному существованию.

Так, например, мельчайшая частица воды – молекула воды – образована двумя атомами водорода и одним атомом кислорода.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Сейчас известно 114 химических элементов (см. таблицу Менделеева).

Все вещества делятся на простые и сложные. Надо уметь различать химический элемент и простое вещество. Химический элемент характеризуется зарядом ядра Ar , количеством электронов, протонов, нейтронов, химическим знаком, валентностью. Простое вещество характеризуется Mr , способами получения, химическими свойствами и т.д.

Простые вещества – вещества, которые образованы атомами одного элемента S, O2 , Cl2 ,F2 ,Na(металл) ,H2 ,Fe.

Сложные вещества – вещества, которые образованы атомами разного вида H2O, FeS , HCl , NaCl.

Неорганических веществ в настоящее время известно более 30 тыс. Чтобы можно было работать с этими веществами, составим классификацию неорганических веществ.

clip_image003

кислотные

CO2, N2O5 P2O5

амфотерные

Al2O3, BeO, ZnO

основные

BaO, CaO, MgO

clip_image004clip_image005 Оксиды: сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления – 2 *).

clip_image006*)Формула название N2O5 – оксид азота ( V )

clip_image007 NO – оксид азота

N2O – оксид азота ( I )

Несолеобразующие (безразличные): сюда относятся оксиды неметаллов, степень окисления которых 1; 2.

clip_image008 Основные оксиды - оксиды металлов, которым в

качестве гидроксидов соответствуют основания.

Имеют ионно-кристаллическую решетку.

clip_image009 Na2O, K2O, CaO, BaO, MgO, FeO, CuO, CrO, MnO.

Амфотерные оксиды – оксиды, которым в

качестве гидроксидов соответствуют амфотерные

гидроксиды (т.е. например, Al2O3 является амфотерным оксидом, и из него можно путем ряда реакций получить амфотерный гидроксид Al(OH)3 – это означает, что оксиду соответствует гидроксид).

BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, PbO, SnO, MnO2, Fe2O3. Это все твердые вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку.

clip_image010 Кислотные оксиды – оксиды, которым в

качестве гидроксидов соответствуют кислоты. Есть

газы – CO2 , SO2; жидкости – SO3 , N2O3; твердые

вещества – P2O5, многие вещества имеют молеку-

лярную кристаллическую решетку, некоторые –

ионную Mn2O7 ,атомную – SiO2.

P2O5, SO2 , SO3 ,СО2 ,CrO3 , Mn2O7 .

Химические свойства основных оксидов.

1.Реагируют с водой только те оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют растворимые основания (щелочи).

Na2O +H2O =2NaOH

clip_image011clip_image012 CaO + H2O =Ca(OH)2

негашеная известь гашеная известь

2.Основные оксиды реагируют с кислотными с образованием соли.

CaO + CO2 =CaCO3

+H2O

H2CO3

Na2O +SO3 =Na2SO4

3.Все оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

CuO +H2SO4 =CuSO4 +H2O

clip_image013 CaO + 2HCl =CaCl2 + H2O

Коэффициент

! Основные оксиды сo щелочами не реагируют.

Химические свойства кислотных оксидов.

1.Реагируют с водой с образованием кислоты. Но только те оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют растворимые кислоты.

SO3 + H2O = H2SO4 – серная кислота

clip_image014 SiO2 + H2O =

2.Реагируют с основными оксидами с образованием соли.

SO2 +K2O =K2SO3

P2O5 +3Na2O =2Na3PO4

3.Реагируют со щелочами с образованием соли и воды.

CO2 +Ca(OH)2 =CaCO3 +H2O

N2O5 +2NaOH = 2NaNO3+ H2O

! Кислотные оксиды с кислотами не реагируют.

Химические свойства амфотерных оксидов.

1.Реагируют с сильными кислотами с образованием воды и соли. При этом проявляются свойства основных оксидов.

ZnO +2HCl =ZnCl2 + H2O

2.Реагируют с сильными щелочами (растворимые основания) с образованием соли и воды. При этом проявляются свойства кислотных оксидов.

clip_image015clip_image016 ZnO +2NaOH сплавление;t Na2ZnO2 + H2O

clip_image017clip_image018 ZnO +2NaOH + H2O в растворе Na2[Zn(OH)4]

BeO + H2O +2KOH = K2[Be(OH)4] –тетрагидроксобериллат калия

!Амфотерные оксиды проявляют двойственные свойства.

Получение оксидов.

1.Окисление

а)простых веществ

2Mg + O2 =2MgO

4P +5O2 =2P2O5

б)сложных веществ

2H2S +3O2 =2H2O +2SO2

2C2H2 +5O2 =4CO2 +2H2O

2.Разложение

а)солей

clip_image019clip_image019[1]СaCO3 t CaO + CO2

clip_image020clip_image0212Pb(NO3)2 t 2PbO +4NO2 +O2

(нитраты металлов до Mg – MeNO2 +O2; от Mg до Cu - CuO + NO2 +O2; правее Cu - Me + NO2 +O2)

clip_image022clip_image020[1]clip_image021[1]2AgNO3 t 2Ag + NO2 +O2

б)оснований (щелочи не разлагаются)

clip_image023clip_image024Cu(OH)2 t CuO + H2O

clip_image025clip_image0262Fe(OH)3 t Fe2O3 + 3H2O

в)кислородсодержащих кислот

нестойких (H2CO3 , H2SO3) – простое нагревание:

clip_image024[1]clip_image024[2]H2SO3 t SO2 +H2O

clip_image027clip_image028H2SiO3 t SiO2 +H2O

стойких – в присутствии водоотнимающих средств (например P2O5 )

clip_image029clip_image0302HClO4 P2O5 Cl2O7 + H2O

clip_image031clip_image031[1] 2HNO3 P2O5 N2O5 + H2O

3.Разложение высших оксидов и окисление низших

4CrO3 =2Cr2O3 +3O2

4FeO +O2=2Fe2O3

clip_image0324.Вытеснение летучего оксида менее летучим при высокой температуре

Na2CO3 +SiO2 =Na2SiO3 +CO2

clip_image0335.Взаимодействие кислот-окислителей ( H2SO4 конц. ,HNO3) с металлами и некоторыми неметаллами

Cu +2H2SO4 =CuSO4 +SO2 +2H2O

Zn +4 HNO3 конц.=Zn(NO)3+2NO2+2H2O

Можно химические свойства оксидов рассматривать иначе.

clip_image034clip_image035clip_image036clip_image037Mn+2O Mn2+3O3 Mn+4O2 Mn+6O3 Mn2+7O7

основн. Амф.с преобл.осн.св-в амф. Кисл. Кисл.

Mn(OH)2 Mn(OH)3 Mn(OH)4 H2+1Mn+6O4-2 HMnO4

clip_image038clip_image039Cr+2O Cr2+3O3 Cr+6O3

Основн. Амфот. Кислотн.

Сr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4 - сильная кислота

Основные оксиды

Амфотерные

Кислотные

(ангидриды)

1.Взаимодействие с водой

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba)

CaO+H2O=Ca(OH)2

Не взаимодействуют

Все взаимодействуют, кроме SiO2.

CrO3 +H2O=H2CrO4

2.Отношение к кислотам

CuO +2HCl =CuCl2+H2O

Al2O3 +3H2SO4= Al2(SO4)3+3H2O

Не реагируют

3.Отношение к основаниям

Не реагируют

Cr2O3(тв.)+2NaOH(тв)=сплавл. =2NaCrO2(хромит натрия)+H2O+Cr2O3+

+NaOH+H2O=Na[Cr(OH)6]

только со щелочами

SiO+NaOH= Na2SiO3+ H2O

только со щелочами

4.Отношение к солям

Как правило, не взаимодействуют. Но, например:

Al2O3+Na2CO3=сплавл.= 2NaAlO2+CO2

5.Отношение оксидов друг к другу

Реагируют с амфотерными (см. следующую колонку)и кислотными оксидами (причем оксиды неактивных металлов не вступают в реакции с газообразными кислотными оксидами)

FeO+SiO2=(сплав.)= FeSiO3

(P2O5, Mn2O7, CrO3)

С основными оксидами при сплавлении

Al2O3+CuO=(сплавл.)= Сu(AlO2)2

HAlO2 – метаалюминиевая кислота

H3 AlO3 – ортоалюминиевая кислота

Al2O3+3SiO2=Al2(SiO3)3

Взаимодействуют с основными оксидами

2P2O5+6MgO= 2Mg3(PO4)2

Газообразные кислотные оксиды при обычной t (услов.) взаимодействуют только с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов, при сплавлении – практически все.

Основания:

- Сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами (ОIH).

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Основаниями называются сложные вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, в воображаемых узлах которой находятся катионы металлов и гидроксид-анионы.

Названия оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла.

NaOH – гидроксид натрия.

KOH – гидроксид калия.

Ca(OH)2 – гидроксид кальция.

NH4OH – гидроксид аммония.

Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывают его валентность римской цифрой в скобках.

clip_image040clip_image041 O-H Fe(OH)3 – гидроксид железа(III)

clip_image042clip_image043clip_image044Fe O-H Fe(OH)3 – гидроксид железа(1-е место)

O-H Fe(OH)2 – гидроксид железа(II)

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия.

гидроксид натрия NaOH – едкий натр;

гидроксид калия KOH – едкое кали;

гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеная известь;

гидроксид бария Ba(OH)2 – едкий барит.

Количество ОН- групп определяют кислотность оснований. Одно-, двух-, трех-, четырехкислотные основания.

Fe(OH)2 – двухкислотное основание,

Fe(OH)3 – трехкислотное основание,

NaOH – однокислотное основание.

Основания классифицируют и по растворимости в воде. Выделяют две группы. Растворимые в воде основания называют щелочами.

clip_image045clip_image046

Основания

clip_image047

Нерастворимые в воде

Fe(OH)2

Fe(OH)3

Zn(OH)2

и др.

Растворимые в воде (щёлочи)

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH-очень хорошо растворяются в воде

Ba(OH)2 –хорошо растворим

Ca(OH)2 –мало растворим

Физические свойства – твёрдые кристаллические вещества, имеющие ионную кристаллическую решётку, с различной растворимостью в воде. Легко растворяются в воде щёлочи LiOH, NaOH, KOH, CsOН,FrOH, RbOH, Sr(OH)2, Ba(OH)2, другие – малорастворимые (Ca(OH)2). Водные растворы щелочей – мылкие на ощупь, разъедают кожу, ткани – едкие щелочи. Гидроксид меди (II) Cu(OH)2 голубого цвета, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 – бурого, большенство других белого цвета.

clip_image048

Химические свойства.

Щелочи и нерастворимые основания имеют как общие, так и отличительные свойства.

примечание

ЩЕЛОЧИ

Нерастворимые основания

1.Отношение к индикаторам

Растворы щелочей имеют рН >7 и изменяют окраску индикаторов.

- фиолет. лакмус – синий;

- оранжев.метилоранж – желтый;

- бесцв.фенолфталеин – малинов.

Индикаторы окраску не изменяют.

2.Отношение к кислотным оксидам

Реагируют с образованием соли и воды

clip_image049clip_image0502NaOH+SiO2 сплавл .Na2SiO3+H2O

Ca(OH)2+CO2=CaCO3+ H2O

Не взаимодействуют

3.Отношение к амфотерным оксидам

Щелочи активно взаимодействуют с амфотерными оксидами

clip_image051clip_image052Al2O3+2NaOH сплавл.2NaAlO2+ H2O

clip_image053Al2O3+6NaOH+3H2O раств.2Na3[Al(OH)6]

Не взаимодействуют

Любая реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов ОН – и Н+ с образованием малодиссоциированного электролита воды.

4.Самое главное химическое свойство оснований.

Все основания реагируют с кислотами – реакция нейтрализации.

Реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой образуется соль и вода.

KOH+HCl =КСl + H2O

2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O

Cu(OH)2+ H2SO4 =CuSO4+2H2O

5.Отношение к растворам солей

Взаимодействуют с солями, но чтобы реакция шла до конца, в результате должно образоваться или нерастворимое основание, или малорастворимая соль (т.е. осадок)

clip_image054Ba(OH)2+Na2SO4=BaSO4 ↓+ +2NaOH

2NaOH+CuCl2=Cu(OH)2 +2NaCl

clip_image055Fe(SO4)3+6KOH=3K2SO4+ 2Fe(OH)3

Не реагируют

6.Отношение к нагреванию

Гидроксиды щелочных металлов не разлагаются. Например, NaOH кипит при 1400°С без разложения.

Гидроксиды щелочноземельных металлов разлагаются при прокаливании.

clip_image021[2]clip_image021[3]Ca(OH)2 t CaO+ H2O

Легко разлагаются при небольшом нагревании на оксид металла и воду.

clip_image056clip_image056[1]Cu(OH)2 t CuO+ H2O

7. Разъедают многие органические вещества

7.На большинство органических веществ не действуют.

8. Реагируют с жирами с образованием мыла.

C17H35COOH+NaOH= =C17H35COONa+ H2O

Стеарат натрия

Получение оснований:

А)щелочей

1.металл + вода

2Na+2 H2O=2NaOH+H2↑

Ba+2 H2O=Ba(OH)2+ H2↑

2.оксид + вода

Li2O+ H2O=2LiOH

CaO+ H2O=Ca(OH)2

3.Электролиз концентрированных водных растворов хлоридов щелочных металлов.

Так в промышленности получают NaOH и КОН. Катодом служит железная сетка, анодом – графит.

NaCl→Na++Cl -

H2O↔ H++OH –

Na - в ряду стандарных электродных потенциалов расположен до алюминия, и его ионы восстанавливаются (присоединяют е – ) гораздо труднее, чем молекулы воды. Ионов водорода H+ в растворе очень мало. Поэтому на катоде разряжаются молекулы воды с выделением молекулярного водорода.

Хлорид-ионы в концентрированном растворе легче отдают электроны, чем молекулы воды, поэтому на аноде разряжаются хлорид-ионы.

clip_image057K + 2H2O+2е -=H2+2OH –

clip_image058clip_image057[1]A – 2Cl—2e - =Cl2

2NaCl+ 2H2O=2NaOH+H2+Cl2

Б)нерастворимых оснований

Соль + щелочь

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4

FeCl2+2KOH=Fe(OH)2↓+2КСl

Ислючение: Na2CO3+Ca(OH)2(малораств.)=2NaOH(≈12%)+CaCO3↓

Кислоты:

- Сложные вещества, которые состоят из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Сложные вещества, которые при растворении в воде диссоциируют на катион водорода Н+ (Н3О+ – ион гидроксония) и анион кислотного остатка.

По составу кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные.

Название кислоты

Формула кислоты

Кислотный остаток и его валентность

Название соли

Бескислородные кислоты

Фтороводородная кислота (плавиковая)

HF

-F

фторид

Хлороводородная (соляная)

HCl

-Cl

хлорид

Бромоводородная

HBr

-Br

бромид

Йодоводородная

HI

-I

иодид

Сероводородная кислота

H2S

-HS

=S

гидросульфид

сульфид

Кислородсодержащие кислоты

Азотистая

HNO2

- NO2

Нитрит

Азотная

HNO3

- NO3

Нитрат

Уксусная

CH3COOH

-CH3COO-

Ацетат

Серная

H2SO4

-HSO4

=SO4

Гидросульфат

Сульфат

Угольная

H2СO3

-HСO3

=СO3

Гидрокарбонат

Карбонат

Сернистая

H2SO3

-HSO3

=SO3

Гидросульфит

Сульфит

Кремниевая

H2SiO3

=SiO3

Силикат

Фосфорная

H3РO4

clip_image059=РО4

=Н РО4

-Н2 РО4

Фосфат

Гидрофосфат

Дигидрофосфат

Хромовая

H2CrO4

H2Cr2O7

=CrO4

=Cr2O7

Хромат

дихромат

Число ионов водорода Н+ определяют основность кислоты.

clip_image060


Трехосновные

H3РO4

Двухосновные

H2S, H2SO4

Одноосновные (один Н+ )

НСl , HNO3, HI

clip_image061clip_image062clip_image063

Слабые

H2S, H2СO3, CH3COOH

Средние по силе

H3РO4, H2SO3

Сильные

H2SO4, HNO3, НСl ,НВr, HI

КИСЛОТЫ

Физические свойства: Среди кисот есть газы – Н2S, НСl (бескислородные в основном), многие кислоты – H2SO4, HNO3 - это бесцветные жидкости. Известны и твердые кислоты - H3РO4, H2SiO3, метафосфорная – НРО3, борная – H3ВO3. Почти все кислоты хорошо растворимы в воде, исключение – H2SiO3 (кремниевая)*. Растворы кислот имеют кислый вкус, так многим плодам придают кислый вкус содержащиеся в них кислоты, отсюда и названия кислот – яблочная, лимонная. Кислоты разъедают растительные и животные ткани.

* некоторые кислоты существуют только в растворах - H2SO3, H2СO3.

Химические свойства:

1.В растворах кислот индикаторы изменяют свою окраску:

фиолетовый лакмус – красный;
оранжевый метилоранж – красный;
бесцветный фенолфталеин – бесцветный.

Индикаторы обнаруживают в растворах кислот Н+.

2.С металлами

Кислоты–неокислители реагируют с металлами более активными, чем водород (стоящими в электрохимическом ряду напряжений левее Н) с образованием соли и газа водорода ( исключение HNO3 – сильный окислитель, с ней вместо водорода выделяются другие газы).

Электрохимический ряд напряжений был открыт Н.Н. Бекетовым.

К, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

вытесняют водород из кислот не вытесняют

*за исключенем щелочных и щелочноземельных металлов, т.к. те взаимодействуют не с кислотой, а с водой, входящей в состав раствора.

Zn+2НСl=ZnCl2+H2↑

3.Все кислоты реагируют с основаниями – реакция нейтрализации.

Растворы кислот реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды.

H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O

H2SO4+Cu(OH)2=CuSO4+2H2O

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

4.Растворы кислот реагируют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли иводы.

H2SO4+CuO=CuSO4+ H2O

H2SO4+ZnO=ZnSO4+ H2O

5.Растворы кислот реагируют с солями с образованием новой соли и новой кислоты. Реакции происходят в соответствии с рядом кислот (каждая предыдущая кислота может вытеснить соли последующую):

HNO3

clip_image064H2SO4 ,НСl , H2SO3 , H2CO3 , H2S , H2SiO3

H3PO4

Реакция идет до конца, если:

1.Образуется вода.

2.Если один из продуктов летучее вещество.

3.Образуется осадок.

H2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl

clip_image065 H2O

clip_image066H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+ H2CO3

CO2↑

2NaCl(тв.)+ H2SO4(конц.)=Na2SO4+2HCl↑

6.При нагревании некоторые кислоты разлагаются (лучше в присутствии водоотнимающего Р2О5 ).

clip_image067 H2SiO3 t SiO2+H2O

clip_image068 2HClO4 Р2О5, t Cl2O7+ H2O

clip_image069 H2SO4 t SO3+ H2O

Получение кислот:

1.кислородные – взаимодействие соответствующих ангидридов с водой.

SO3+ H2O= H2SO4

N2O5+ H2O=2HNO3

2.некоторые кислородные –действием на неметаллы сильных окислителей.

3Р+5 HNO3+2 H2O=3 H3PO4+5NO

3I2+10 HNO3=6HIO3+10NO+2 H2O

3.бескислородные – прямое взаимодействие элементов.

H2+Cl2+2HCl

4.общий способ – реакция обмена между солью и менее летучей кислотой.

2NaCl(тв.)+ H2SO4(конц.)=Na2SO4 (NaHSO4)+2HCl↑

NaNO3(тв.)+ H2SO4(конц.)=HNO3↑+ NaHSO4

Амфотерные гидроксиды.

clip_image070 Амфотерные гидроксиды занимают промежуточное место между кислотами и основаниями.

clip_image071clip_image072clip_image073clip_image074H – O O

clip_image075clip_image076clip_image077 S →2H++SO4 2-

clip_image078H – O O

отщепляется водород, так ведет себя кислота.

clip_image079clip_image080 О – Н более слабые связи между металлом и кислородом, именно

clip_image081clip_image082clip_image083Ва эти связи рвутся, образуя Ва+ и 2 ОН-.

clip_image084 О – Н O – H

clip_image085 У амфотерных гидроксидов, например у Zn

O – H

связи между металлом и кислородом и между кислородом и водородом одинаковые и , следовательно, рвутся с одинаковой силой. Поэтому формулу амфотерного гидроксида записывают и как кислоту, и как основание.

Zn(OH)2 H2ZnO2

clip_image086clip_image087clip_image088clip_image089 O – H H – O

clip_image090clip_image091clip_image092Zn Zn

clip_image093 O – H H – O

Химические свойства.

1.Амфотерные гидроксиды реагируют с растворами кислот с образованием соли и воды, при этом амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований.

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

2. Амфотерные гидроксиды реагируют с растворами щелочей с образованием соли , при этом они проявляют свойства кислот.

Zn(OH)2+2NaOH=Na2[Zn(OH)4]

3.Как и все нерастворимые оксиды при небольшом нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду.

clip_image056[2]clip_image094 2Fe(OH)3 t Fe2O3 +3H2O

При диссоциации амфотерные гидроксиды дают и Н+ (как кислоты) и ОН- (как основания).

Zn2++2OH-↔Zn(OH)2 +H2O ↔ [Zn(OH)4]2-+2H+

Соли.

Соли – сложные вещества, имеющие ионную кристаллическую решетку, в воображаемых узлах которой находятся катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Но более полное и современное определение:

Соли – сильные электролиты, диссоциирующие в водных растворах на положительно (катионы) заряженные ионы металлов и отрицательно (анионы) заряженные ионы кислотных остатков, а иногда кроме них и на ионы водорода (Н+) и гидроксила (ОН-).

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

Na2SO4 NaHSO4 Mg(OH)Cl KAl(SO4)2 [Ag(NH3)2]Cl

средняя кислая основная двойная комплексная

Соль можно рассматривать как продукт полного или частичного замещения атомов водорода (Н) в молекуле кислоты на металл (тогда образуются средние и кислые соли H2SO4→ NaHSO4 →Na2SO4) или замещения гидроксогрупп (OH) в основании на кислотный остаток (образуются средние и основные соли Mg (OH)2→MgOHCl →MgCl2).

clip_image095

Названия солей.

clip_image096 FeCl3 – хлорид железа (III)

clip_image097FeCl2– хлорид железа

FeCl2 – хлорид железа(II)

кислые соли: гидро+анион.

NaHCO3 – гидрокарбонат натрия;

Сa(H2PO4)2 – дигидрофосфат кальция;

основные соли: гидроксо+анион.

MgOHCl –гидроксохлорид магния;

Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия.

Физические свойства: за небольшим исключением, твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения. По растворимости в воде делятся на легкорастворимые (NaCl, КСl, CaCl2), труднорастворимые (PbCl2,CaSO4, Ag2SO4) и практически нерастворимые (BaSO4, PbSO4, PbS, CaCO3). Сильные электролиты.

Химические свойства:

1.Растворы солей реагируют с металлами, причем металл, вступивший в реакцию, должен быть более активным, чем металл в составе соли (т.е. в ряду напряжений располагаться впереди металла, входящего в состав соли).

CuSO4+Fe=FeSO4+Cu

Zn+Hg(NO3)2=Zn(NO3)2+Hg

clip_image098 FeSO4+Cu→

Но так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях взаимодействуют с водой.

2.Растворы солей реагируют с растворами щелочей. Это способ получения нерастворимых оснований. С образованием новой соли и нового основания.

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2↓+Na2SO4

clip_image099 2NH3↑

clip_image100 (NH4)2SO4+2KOH=K2SO4+2NH4OH +

2H2O

3.Растворы солей реагируют с растворами кислот с образованием новой соли и новой кислоты.

Для того, чтобы реакция шла до конца, берут твердую соль и концентрированную кислоту.

AgNO3+Рсд=AgCl↓+HNO3

clip_image101 CO2↑

clip_image102Na2CO3+2HNO3=2NaNO3+H2CO3 +

H2O

PbS+2HNO3=Pb(NO3)2+H2S↑

4.Концентрированные H2SO4, H3PO4 реагируют с твердыми солями летучих кислот (хлориды, бромиды, нитраты и др.). В результате реакции образуется новая соль и новая летучая кислота.

clip_image056[3]clip_image094[1] NaCl(тв)+H2SO4(конц) t NaHSO4+HCl↑

5.Растворы солей реагируют между собой. Обычно этот способ используют для получения практически нерастворимых солей.

NaCl+AgNO3=AgCl↓+NaNO3

K2SO4+BaCl2=2KCl+BaSO4↓

6.Термическая устойчивость солей.

clip_image103clip_image104 CaCO3 t CaO+CO2↑

clip_image105clip_image106 2NaHCO3 t Na2CO3+H2O+CO2↑

7. Гидролиз солей (реакция с водой). Гидролизом называют взаимодействие ионов, ведущее к изменению среды.

I . КСl – хлорид калия (соль образована сильным основанием КОН и сильной кислотой HCl).

КСl→K++Cl-

Соль гидролизу не подвергается. Среда нейтральная.

II . K2S – сульфид калия (образована КОН(сильное основание) и H2S(слабая)).

K2S→2K++S2- гидролиз по аниону

H2O↔H++OH-

S2-+H2O↔HS-+OH- pH>7 среда щелочная

K2S+H2O↔KHS+KOH

III. Al(NO3)3

Al(NO3)3→Al3++3NO3 гидролиз по катиону

H2O↔H++OH-

Al3++H2O↔AlOH2++H+ среда кислая рН<7

Al3++3NO3-+ H2O↔ AlOH2++H++3NO3-

Al(NO3)3­++H2O↔ AlOH(NO3)2+HNO3

IV. Al2S3 гидролиз необратим, идёт до конца

Al2S3+6 H2O↔2Al(OH)3↓+3H2S↑

Получение:

1. Из металлов.

- металлы с неметаллами

2Mg+Сl2=MgCl2

- металлы с кислотами

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑

(в электронном ряду левее Н, или кислота-окислитель-HNO3, H2SO4 конц.)

- металлы с солями

Cu+HgCl2=CuCl2+Hg

2. Из оксидов.

- основные оксиды с кислотами

CaO+2РСд=CaCl2+H2O

- кислотные оксиды с щелочами

CO2+Ca(OH)2=CaCO3+ H2O

- кислотные оксиды с основными

CaO+CO2=CaCO3

3. Реакцией нейтрализации.

- кислота с основанием

H2SO4+2NaOH=Na2SO4+H2O

4. Из солей.

clip_image107clip_image108- соли с солями

AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3

- соли со щелочами

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4

- соли с кислотами

Na2CO3+2НСl =2NaCl+H2O+CO2↑

+ соли с нелетучими кислотными оксидами:

clip_image109clip_image019[2] СaCO3+SiO2 t CaSiO3+CO2↑

Кислые соли: получают так же как и средние соли, но при других молярных соотношениях реагентов.

2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O

2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O NaOH+CO2=NaHCO3

2 : 1 средняя 1 : 1 кислая

Сa3(PO4)2+H3PO4=3CaHPO4

Сa3(PO4)2+4H3PO4=3Ca(H2PO4)2

NaHSO4­+NaOH=Na2SO4+H2O

Тема необъятна, читайте еще:

  1. Основные понятия химии
  2. УГЛЕВОДЫ В ХИМИИ
  3. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
  4. Предмет и задачи аналитической химии

Автор: Александр, 21.12.2014
Рубрики: Химия
Предыдущие записи: ОБОРОТНЫЕ СРЕДСТВА СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ЭФФЕКТИВНОСТЬ ИХ ИСПОЛЬЗОВАНИЯ В РЫНОЧНЫХ УСЛОВИЯХ
Следующие записи: Амины

Последние статьи

  • ТОП -5 Лучших машинок для стрижки животных
  • Лучшие модели телескопов стоимостью до 100 долларов
  • ПРЕДУПРЕЖДЕНИЕ ОТКЛОНЕНИЙ РЕЧЕВОГО РАЗВИТИЯ У ДЕТЕЙ РАННЕГО ВОЗРАСТА
  • КОНЦЕПЦИИ РАЗВИТИЯ И ПОЗИЦИОНИРОВАНИЯ СИБИРИ: ГЕОПОЛИТИЧЕСКИЕИ ГЕОЭКОНОМИЧЕСКИЕ АСПЕКТЫ ОЦЕНКИ
  • «РЕАЛИЗМ В ВЫСШЕМ СМЫСЛЕ» КАК ТВОРЧЕСКИЙ МЕТОД Ф.М. ДОСТОЕВСКОГО
  • Как написать автореферат
  • Реферат по теории организации
  • Анализ проблем сельского хозяйства и животноводства
  • 3.5 Развитие биогазовых технологий в России
  • Биологическая природа образования биогаза
Все права защищены © 2014 Kursak.NET. Электронная библиотека : Если вы автор и считаете, что размещённая книга, нарушает ваши права, напишите нам: admin@kursak.net