ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГ СОЕДИНЕНИЙ

Тема 1. «Основные понятия и законы химии»
Изучаемый материал: Атом. Атомная единица массы. Химический элемент. Относительная атомная масса элемента. Молекула и относительная молекулярная масса. Вещество. Простые и сложные вещества. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Кристаллические решётки веществ. Химические формулы. Формульная единица вещества. Химическое количество вещества. Моль как единица количества вещества. Молярная масса и молярный объём вещества.
Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава веществ. Закон кратных отношений. Газовые законы. Закон объёмных отношений Гей-Люссака. Закон Авогадро.
Атом – мельчайшая электронейтральная химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Химический элемент – вид атомных частиц с одинаковым зарядом ядер. Каждый химический элемент имеет своё название и символ. В настоящее время известны 118 химических элементов.
Постоянная атомной массы (mu, u) – физическая величина, численно равная одной двенадцатой массы атома 13 EMBED Equation.3 1415:
13 EMBED Equation.3 1415.
Раньше эту величину называли «атомная единица массы» (а. е. м) или «углеродная единица» (у. е.). В биологической литературе встречается ещё одно устаревшее название этой величины – «Дальтон» (Dа).
Относительная атомная масса элемента Ar(Э) – величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента к mu:
13 EMBED Equation.3 1415
Относительная атомная масса является одной из главных характеристик химического элемента и приводится в таблице Периодической системе под символом элемента. Округленные до целых значения Ar наиболее распространенных химических элементов желательно знать «на память». Они равны 1 (H), 16 (O), 14 (N), 12 (C), 32 (S), 23 (Na), 24 (Mg), 40 (Ca), 27 Fl), 56 (Fe), 35,5 (Cl).
Молекула – мельчайшая, способная к самостоятельному существованию частица, обладающая всеми химическими свойствами и химическим составом данного вещества. В большинстве случаев молекулы состоят из нескольких химически связанных атомов, например, Н2О; C3H8; P4O10; C60. Однако известны и одноатомные молекулы, к которым относятся атомы «благородных газов» – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, и атомы ртути Hg, содержащиеся в её парбх. В состав молекул могут входить атомы одного или нескольких химических элементов.
Относительная молекулярная масса (Mr) – величина, равная отношению средней массы молекул или формульных единиц данного вещества к mu.
Например, относительная молекулярная масса воды равна:
Mr(H2O) = 13 EMBED Equation.3 1415
Значение относительной молекулярной массы можно найти, исходя из значений относительных атомных масс, например:
Mr(H2O) = 2
· Ar(H) + Ar(O) = 2
· 1,0079 + 15,9994 = 18,0152.
Округленные до целых значения Mr ряда важнейших веществ молекулярного и немолекулярного строения желательно знать «на память»: H2 (2), O2 (32), N2 (28), Cl2 (71), H2O (18), NH3 (17), NaCl (58,5), CaO (56), MgO (40), NaOH (40), KOH (56), Ca(OH)2 (74), HCl (36,5), HNO3 (63), H2SO4 (98), H3PO4 (98), NaNO3 (85), Na2CO3 (106), CaCO3 (100).
Вещество – устойчивая совокупность частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определёнными химическими и физическими свойствами.
В настоящее время известно около 89 миллионов индивидуальных веществ. Подавляющее большинство из них (~98 %) относятся к органическим веществам, остальные – к неорганическим.
В зависимости от числа химических элементов, образующих вещества, последние делятся на простые и сложные. Простое вещество образовано атомами одного элемента, сложное – атомами разных элементов. Известно около 550 простых веществ, что намного больше числа известных элементов. Причина этого в том, что некоторым элементам соответствуют по несколько простых веществ. Такое явление называется аллотрупией, а сами простые вещества, образованные атомами одного элемента, – его аллотропными модификациями.
При определенных условиях вещества могут находиться в трёх агрегатных состояниях – газообразном, жидком и твёрдом (аморфном или кристаллическом).
Для описания пространственного строения любого твёрдого кристаллического вещества используется понятие «кристаллическая решётка».
Кристаллическая решётка вещества – пространственная модель его кристалла, представляющая собой условный каркас, в узлах которого находятся молекулы, атомы или ионы, образующие данное вещество.
В зависимости от природы частиц, образующих вещества, различают 4 основных типа кристаллических решёток – молекулярные, атомные, ионные и металлические решётки. Вещества с молекулярным типом кристаллической решётки относятся к веществам молекулярного, а вещества с тремя другими типами решёток – к веществам немолекулярного строения.
Вещества молекулярного строения обладают низкими температурами плавления (обычно до 300 оС). Они летучи и часто обладают запахом. К ним относятся все газообразные или жидкие при комнатной температуре вещества, а также некоторые легкоплавкие твёрдые вещества (ромбическая сера, белый фосфор, иод, парафин, фенол, сахароза и др.).
Вещества немолекулярного строения характеризуются высокими температурами плавления (обычно выше 300 оС). При комнатной температуре они находятся только в твёрдом агрегатном состоянии, практически нелетучи и поэтому не обладают запахом. Атомное строение присуще кристаллам некоторых простых веществ-неметаллов – бора, углерода, кремния, красного фосфора и других. Ионное строение характерно почти для всех соединений щёлочных и щёлочноземельных металлов, магния, а также для всех солей аммония.
Важнейшей характеристикой любого сложного вещества является его качественный и количественный состав, выражающийся с помощью химических формул.
Химическая формула – графическое изображение состава и (или) строения вещества с помощью символов химических элементов и математических знаков (цифр, скобок, штрихов, точек).
Различают несколько типов химических формул.
Стехиометрические формулы (формулы состава) отражают качественный и количественный состав веществ с помощью символов химических элементов, цифр, скобок и точек, например: C6H12O6, (NH4)2CO3, CuSO4
·5H2O. Различают простейшие (эмпирические) и молекулярные стехиометрические формулы, например, СH2O и С6Н12О6.
Структурные формулы (формулы строения) отображают порядок (последовательность) соединения атомов в молекулах или в атомных кристаллах с помощью символов элементов, штрихов и цифр. Различают сокращённые и развёрнутые структурные (графические) формулы.
Формульная единица вещества (ФЕ) – реальная или условная частица вещества, сотав которой определяет его химическую формулу.
К реальным формульным единицам относятся молекулы (в случае веществ молекулярного строения) и атомы (в случае простых веществ атомного строения). Например, формульной единицей воды является её молекула – H2O, формульной единицей кремния – его атом – Si.
К условным формульным единицам относят группы атомов или ионов, входящих в состав сложных веществ немолекулярного строения. Например, формульной единицей сульфата калия K2SO4 является условная частица, состоящая из двух катионов калия и одного сульфат-аниона, т. е. группа ионов состава «K2SO4». Формульной единицей оксида кремния(IV) SiO2 является условная частица, состоящая из одного атома кремния и двух атомов кислорода, т. е. группа атомов состава «SiO2».
Химическое количество вещества n(X) – величина, равная отношению числа ФЕ данного вещества Х к постоянной Авогадро:
13 EMBED Equation.3 1415.
Числовое значение n показывает, во сколько раз число ФЕ вещества в данной его порции больше числа Авогадро. Единица химического количества вещества – моль. Установлено, что любое вещество химическим количеством 1 моль всегда содержит 6,02
·1023 его ФЕ. Число 6,02
·1023 называется числом Авогадро. Это число, отнесённое к количеству вещества, равному 1 моль, называется постоянной Авогадро и обозначается символом NA:
13 EMBED Equation.3 1415
Обратите внимание на различие понятий «моль» и «1 моль». Моль – единица химического количества вещества, но 1 моль – порция вещества, содержащая 6,02
·1023 его формульных единиц.
Важнейшей количественной характеристикой любого сложного вещества является его количественный состав, который отображает массовое либо мольное соотношение атомов элементов, входящих в его состав.
Массовое соотношение элементов в веществе выражается через их массовые доли.
Массовая доля элемента в веществе (w) – величина, показывающая, какую часть от общей массы всего вещества составляет масса атомов данного элемента. Массовая доля элемента А в сложном веществе AxBy рассчитывается по формуле:
w(А) = 13 EMBED Equation.3 1415,
где N(A) – число атомов элемента А в молекуле вещества АxBy; Ar(A) – относительная атомная масса элемента A; Mr(AxBy) – относительная молекулярная масса вещества АxBy.
Мольное соотношение атомов определяет простейшую химическую формулу данного вещества. Это соотношение получают исходя из значений массовых долей атомов разных элементов, образующих вещество.
Молярная масса вещества (М) – физическая величина, равная отношению массы данного вещества Х к его химическому количеству:
13 EMBED Equation.3 1415
Единицы молярной массы – г/моль.
Физический смысл молярной массы: она численно равна массе вещества, взятого в количестве 1 моль.
Числовые значения молярных масс всех сложных веществ и простых веществ молекулярного строения совпадают с соответствующими числовыми значениями относительных молекулярных масс, например:
Мr(Н2О) = 18,015 и М(Н2О) = 18,015 г/моль;
Mr(CuSO4
· 5H2O) = 249,681 и M(CuSO4
· 5H2O) = 249,681 г/моль.
Значения молярных масс простых веществ немолекулярного строения численно равны соответствующим значениям относительных атомных масс, например: Ar(Si) = 28,085 и М(Si) = 28,085 г/моль.
Молярный объём вещества Vm – физическая величина, численно равная отношению объёма данного вещества Х к его химическому количеству:
13 EMBED Equation.3 1415
Единицы молярного объёма – см3/моль; дм3/моль; м3/моль. Например,
Vm (CO2)(н.у.) = 22,392 дм3/моль; Vm(Fe) = 7,086 см3/моль.
Закон сохранения массы веществ: «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ с учётом изменения массы, соответствующего тепловому эффекту данной реакции».
В общем виде математическое выражение этого закона для химической реакции aA + bB = cC + dD 13 EMBED Equation.3 1415 имеет вид:
[m(A) + m(B)] = [m(C) + m(D)] 13 EMBED Equation.3 1415,
где 13 EMBED Equation.3 1415 – изменение массы за счёт выделения или поглощения теплоты (энергии), происходящее в соответствии с уравнением А. Эйнштейна: 13 EMBED Equation.3 1415, где 13 EMBED Equation.3 1415 – изменение энергии (в данном случае – тепловой эффект реакции), 13 EMBED Equation.3 1415 – изменение массы, с – скорость света в вакууме, равная 3
·108 м
· с-1. Поскольку тепловые эффекты химических реакций (13 EMBED Equation.3 1415) чрезвычайно малы по сравнению с величиной с2, то соответствующими значениями 13 EMBED Equation.3 1415 (10–9–10–11 г) можно пренебрегать из-за невозможности их практического определения.
Закон постоянства состава веществ: «Количественный и качественный состав любого сложного вещества молекулярного строения не зависит от способов его получения».
Обратите внимание: данный закон применим для веществ только молекулярного строения. Например, количественный состав воды, независимо от способов её получения, всегда один и тот же: w(H) = 11,1899 %, w(O) = 88,8101 %. Поэтому молекулярная формула воды, выведенная исходя из указанных значений массовых долей элементов всегда одна и та же – Н2,000О1,000, или просто H2O.
Экспериментально доказано, что количественный состав веществ немолекулярного строения зависит от способов их получения. Так, например, в образцах оксида меди(II), полученных разными способами, значения массовой доли меди могут изменяться от 74,6 % до 80,7 %. Поэтому количественный состав оксида меди(II) выражается формулами от Cu0,739O до СuO1,053. Однако часто формулу этого вещества записывают упрощённо в виде CuO, округляя соответствующие индексы до целых чисел.
Закон объёмных отношений газов Гей-Люссака: «Объёмы газов, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа».
Закон Авогадро: «В равных объёмах различных газов при одинаковых внешних условиях (давление и температура) содержатся одинаковые числа молекул».
Этот закон применим для веществ, находящихся только в газообразном состоянии.
Из молекулярно-кинетической теории газов следует, что при одинаковых внешних условиях расстояния между частицами в сотни раз больше размеров самих частиц. Поэтому объем порции любого газа определяется не размером его молекул, а расстоянием между ними. Именно по этой причине в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1. Если числа молекул разных газов одинаковы, то при одних и тех же внешних условиях эти газы занимают одинаковые объёмы.
Установлено, что любой газ химическим количеством 1 моль, содержащий 6,02
·1023 молекул, при нормальных условиях («н. у.» – температуре 0 оС и давлении 101,325 кПа) занимает объём, равный 22,4 дм3. Этот объём, отнесённый к количеству газа, равному 1 моль, называется молярным объёмом газа при н. у. и обозначается символом 13 EMBED Equation.3 1415:
13 EMBED Equation.3 1415 = 22,4 дм3/моль.
Следует помнить, что существует также понятие «молярный объём смеси газов». Эта величина обозначается 13 EMBED Equation.3 1415 (газ. смеси) и представляет собой объём смеси газов, сумма химических количеств которых равна 1 моль. Как и молярный объём индивидуального газа, 13 EMBED Equation.3 1415 (газ. смеси) равен 22,4 дм3/моль.
Понятию «молярный объём газовой смеси» соответствует понятие «средняя молярная масса газовой смеси». Эта величина обозначается 13 EMBED Equation.3 1415(газ. смеси) и численно равна отношению массы данной смеси к сумме химических количеств всех находящихся в ней газов:
13 EMBED Equation.3 1415(газ. смеси)13 EMBED Equation.3 1415.
Физический смысл средней молярной массы газовой смеси: она численно равна массе смеси, в которой общее химическое количество газов равно 1 моль.
2. Плотность газа (
·) – величина, численно равная отношению его молярной массы к молярному объёму при н. у.:

·(X) = 13 EMBED Equation.3 1415
Единицы плотности газов – г/дм3, кг/м3 и т. п. Например, плотность кислорода при н. у. равна:

·(O2) = 13 EMBED Equation.3 1415
Физический смысл плотности газа в том, что она численно равна массе газа объёмом 1 дм3 (н. у.).
Существует также понятие «плотность газовой смеси». Эта величина обозначается
·(смеси) и рассчитывается по формуле:
13 EMBED Equation.3 1415.
3. Относительная плотность газа Х по газу Y (13 EMBED Equation.3 1415) – величина, численно равная отношению молярных масс этих газов:
13 EMBED Equation.3 1415
Относительная плотность одного газа по другому – величина безразмерная.
Физический смысл относительной плотности газа X по газу Y: она показывает, во сколько раз масса газа X больше массы газа Y, если их химические количества одинаковы:
13 EMBED Equation.3 1415
Наиболее часто при решении задач используются значения относительных плотностей газов по водороду и по воздуху, которые рассчитываются по формулам:
13 EMBED Equation.3 1415 и 13 EMBED Equation.3 1415
4. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций между газами пропорциональны объёмам данных газов.
Для реакции aA(г) + bB(г) = cC(г) справедливо соотношение:
V(A) : V(B) : V(C) = a : b : c.
Закон парциальных давлений газов (закон Дальтона): «Общее давление смеси газов, не вступающих в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений каждого из указанных газов».
Математическое выражение закона:
p(cмеси) = p1 + p2 +
·
·
·
·+ pn,
где p(cмеси) – общее давление газовой смеси; p1, p2, pn – парциальные давления каждого из газов смеси.
Парциальное давление газа (от латинского «pars» – часть) – давление, которое оказывал бы данный газ на стенки сосуда, если бы он один занимал весь объём газовой смеси при тех же условиях.
При решении задач с использованием данного закона необходимо помнить, что парциальное давление данного газа прямо пропорционально его объёмной (
·) или мольной (
·) доле в газовой смеси:
p1 =
·1
· p(смеси) или p1 =
·1
· p(смеси).
Закон Бойля – Мариотта: «При постоянной температуре произведение давления данной порции газа и его объёма есть величина постоянная».
Математическое выражение данного закона:
13 EMBED Equation.3 1415
где V1 и V2 – объёмы газа при давлениях р1 и р2.
При решении задач этот закон используется для расчёта объёма газа V2 при давлении р2, если известен объём газа V1 при давлении р1:
13 EMBED Equation.3 1415.
Закон Шарля – Гей-Люссака: «При постоянном давлении отношение объёма данной порции газа к его абсолютной температуре есть величина постоянная».
Математическое выражение данного закона:
13 EMBED Equation.3 1415= const.,
где где V1 и V2 – объёмы газа при абсолютных температурах T1 и Т2 .
При решении задач этот закон используется для расчёта значения объёма газа V2 при температуре Т2, если известно значение объёма газа V1 при температуре Т1: 13 EMBED Equation.3 1415.
Необходимо помнить, что абсолютная температура (Т) связана с температурой (t) соотношением:
Т = t + 273.
Объединённый газовый закон (уравнение Клапейрона): «Произведение давления данной порции газа и его объёма, отнесённое к абсолютной температуре газа, есть величина постоянная».
Математическое выражение закона:
13 EMBED Equation.3 1415,
где V1 – объём газа при давлении р1 и температуре Т1, а V2 – объём газа при давлении р2 и температуре Т2.
При решении задач данное уравнение часто используется для расчёта объёма газа (Vo) при нормальных условиях (ро,То) если известно значение объёма (V1) при других условиях (p1, T1):
13 EMBED Equation.3 1415, откуда следует, что 13 EMBED Equation.3 1415.
Уравнение Клапейрона–Менделеева.
Если химическое количество газа равно 1 моль, то значение дроби 13 EMBED Equation.3 1415 является постоянной величиной и называется молярной (или универсальной) газовой постоянной R. Если давление выражается в кПа, а объём газа – в дм3, то R принимает значение, равное 8,314 Дж
·моль–1
· K–1:
13 EMBED Equation.3 1415
Из уравнений Бойля–Мариотта и Шарля–Гей-Люссака следует, что для газа в количестве 1 моль соотношение 13 EMBED Equation.3 1415 будет равно 8,314 Дж
· моль-1
· K-1 и при других значениях температуры и давления. С учётом этого для газа химическим количеством 1 моль можно написать: 13 EMBED Equation.3 1415 или 13 EMBED Equation.3 1415. Если же количество газа равно n моль, то: 13 EMBED Equation.3 1415
Учитывая, что 13 EMBED Equation.3 1415, данное уравнение можно записать в виде:
13 EMBED Equation.3 1415.
Это – уравнение Клапейрона – Менделеева. Оно связывает давление газа, его объём, массу, молярную массы, температуру и позволяет вычислить значение любой из входящих в него величин по имеющимся значениям других величин.


Тема 2. «КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»
Изучаемый материал: Простые и сложные вещества. Явление аллотропии. Аллотропные модификации. Классификация сложных неорганических веществ. Важнейшие классы неорганических соединений. Оксиды: состав, классификация, номенклатура, свойства и получение. Гидроксиды и их классификация. Основания: состав, классификация, номенклатура, свойства и получение. Кислоты: состав, классификация, номенклатура, свойства и получение. Соли: состав, классификация, номенклатура, свойства и получение
Генетическая связь важнейших классов неорганических соединений.
В зависимости от числа элементов, атомы которых входят в состав веществ, все они делятся на простые и сложные вещества.
Простыми называются вещества, состоящие из атомов одного элемента, например: О2, Al, P4, Si, C60, Au, I2. Названия простых веществ, как правило, совпадают с названиями соответствующих химических элементов, например: литий, бор, сера. Исключение составляют углерод (простые вещества которого имеют названия – «алмаз», «графит», «карбин», «фуллерены») и кислород, одно из простых веществ которого имеет название озон.
Сложными называются вещества, в состав которых входят атомы двух и большего числа элементов, например: H2O, NaCl, HNO3, Ca3(PO4)2, Cu(OH)2.
В зависимости от состава и химических свойств, все сложные неорганические вещества подразделяются на классы, важнейшими из которых являются оксиды, кислоты, основания и соли. Общая схема классификации неорганических веществ представлена на рис. 1.

Рис. 1. Схема классификации неорганических веществ



2.1. О к с и д ы
2.1.1. Определение и классификация оксидов
Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых – кислород в степени окисления –2, например:
13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415, 13 EMBED Equation.3 1415.
В зависимости от кислотно-основных свойств, все оксиды подразделяются на три большие группы – оснувные, кислотные и амфотерные оксиды.
Оснувными называются оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды – основания.
К основным относятся оксиды металлов в степенях окисления +1, +2 (кроме Zn, Be, Sn, Pb), +3 (кроме Al, Cr, Fe), например:
Формула
основного оксида
Формула
соответствующего основания

Li2O
LiOH

Na2O
NaOH

K2O
KOH

MgO
Mg(OH)2

CaO
Ca(OH)2

BaO
Ba(OH)2

FeO
Fe(OH)2

MnO
Mn(OH)2

La2O3
La(OH)3


Кислотными являются оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды – кислородсодержащие кислоты.
К кислотным относятся оксиды неметаллов (кроме СО, NO и N2O), а также оксиды металлов – d-элементов, атомы которых находятся в высоких степенях окисления +5, +6 и +7, например:
Формула
кислотного оксида
Формула
соответствующей кислоты

Cl2O
HClO

N2O3
HNO2

N2O5
HNO3

SO2
H2SO3

SO3
H2SO4

P2O5
H3PO4

Cl2O7
HClO4

CrO3
H2CrO4

Mn2O7
HMnO4


Амфотерными называются оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. К таким оксидам относятся оксиды ряда металлов, например:

Формула
амфотерного оксида
Формула
амфотерного гидроксида

ZnO
Zn(OH)2

BeO
Be(OH)2

SnO
Sn(OH)2

PbO
Pb(OH)2

Al2O3
Al(OH)3

Cr2O3
Cr(OH)3


Оснувные, кислотные и амфотерные оксиды вступают в различные реакции солеобразования, поэтому их называют солеобразующими. Почти все известные оксиды – солеобразующие. Исключением являются оксиды CO, SiO, NO, N2O, у которых нет соответствующих гидроксидов. Эти оксиды не вступают в реакции солеобразования и поэтому называются несолеобразующими.
2.1.2. Номенклатура оксидов
Названия оксидов состоят из двух слов: первое слово «оксид» – производное от латинского названия кислорода (оксигениум), а второе – русское название элемента в родительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента римской цифрой в скобках указывается его степень окисления. Примеры: Na2O – оксид натрия, CaO – оксид кальция, Al2O3 – оксид алюминия, FeO – оксид железа(II), Cr2O3 – оксид хрома(III), N2O5 – оксид азота(V).
Если в оксиде степень окисления атомов элемента чётная, то в названии этого оксида число атомов кислорода может быть указано греческими названиями чисел: 1 – моно, 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, которые вводятся в виде префикса к слову «оксид». При этом степень окисления элемента не указывается. Примеры: СО – монооксид углерода, СО2 – диоксид углерода, SO3 – триоксид серы, RuO4 – тетраоксид рутения.
Кислотные оксиды часто называются ангидридами соответствующих кислот: SO3 – серный ангидрид, SO2 – сернистый ангидрид, P2O5 – фосфорный ангидрид, N2O3 – азотистый ангидрид, N2O5 – азотный ангидрид. Слово «ангидрид» переводится как «безводный», следовательно, подобное название оксида SO3 дословно означает «безводная серная кислота», P2O5 – «безводная фосфорная кислота» и т. д.
2.1.3. Свойства оксидов
Физические свойства оксидов разнообразны. Одни из них – газообразные вещества (SO2, SO3, CO2, NO), другие – жидкости (N2O4, Mn2O7), третьи – твёрдые (CaO, SiО2, P2O5).
Химические свойства оксидов определяются их взаимодействием с водой и другими оксидами, кислотами, щелочами.

О с н о в н ы е о к с и д ы
а) В з а и м о д е й с т в и е с в о д о й.

Осн
·вные оксиды Li2O, Na2O, K2O, CaO, BaO реагируют с водой согласно общей схемы:

ОСНОВНЫЙ ОКСИД
+
ВОДА
=
ОСНОВАНИЕ



При написании уравнений таких реакций следует помнить, что степень окисления металла в образующемся основании равна его степени окисления в исходном оксиде.
Примеры:
13 EMBED Equation.3 1415 + H2O = 213 EMBED Equation.3 1415; 13 EMBED Equation.3 1415 + H2O = 13 EMBED Equation.3 1415.
оксид вода гидроксид оксид вода гидроксид
натрия натрия бария бария

Основные оксиды, образованные такими металлами, как Cu, Fe, Cr, с водой не реагируют. Соответствующие им основания получают другими способами.

б) В з а и м о д е й с т в и е с к и с л о т а м и.

Практически все основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей по общей схеме:

ОСНОВНЫЙ
ОКСИД
+
кислота
=
СОЛЬ
+
ВОДА



Следует помнить, что в образующейся соли валентность металла такая же, как в исходном оксиде, а валентность кислотного остатка такая же, как в исходной кислоте.
Примеры:
13 EMBED Equation.3 1415 + 213 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415 + H2O; 13 EMBED Equation.3 1415 + 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415 + H2O;
оксид хлорово- хлорид вода оксид серная сульфат вода
кальция дородная кальция натрия кислота натрия
кислота

в) В з а и м о д е й с т в и е с к и с л о т н ы м и о к с и д а м и

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей согласно общей схемы:


ОСНОВНЫЙ ОКСИД
+
КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД
=
СОЛЬ



В образующейся соли степень окисления металла такая же, как и в исходном основном оксиде. Кроме того, следует запомнить, что в состав соли входит остаток той кислоты, которая соответствует кислотному оксиду, вступающему в реакцию. Например, если в реакцию вступает кислотный оксид N2O5, которому соответствует кислота HNO3 (указана в скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты, т. е. NO3. Его заряд, как вы уже знаете, равен 1–:
13 EMBED Equation.3 1415 + 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415.
оксид оксид нитрат
кальция азота(V) кальция

Если же в реакцию вступает кислотный оксид Р2О5, которому соответствует кислота Н3РО4 (указана в скобках), то в составе образующейся соли будет остаток этой кислоты, т. е. РO4 с с зарядом, равным 3–:
313 EMBED Equation.3 1415 + 13 EMBED Equation.3 1415 = 213 EMBED Equation.3 1415.
оксид оксид фосфат
натрия фосфора(V) натрия

К и с л о т н ы е о к с и д ы

а) В з а и м о д е й с т в и е с в о д о й

Кислотные оксиды, кроме оксида кремния SiO2, реагируют с водой согласно общей схемы:

кислотный ОКСИД
+
ВОДА
=
КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩАЯ КИСЛОТА



Например:
SO3 + H2O = H2SO4; CO2 + H2O = H2CO3
оксид вода серная оксид вода угольная
серы(VI) кислота углерода(IV) кислота

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4; N2O5 + H2O = 2HNO3;
оксид вода фосфорная оксид вода азотная
фосфора(V) кислота азота(V) кислота

Таким образом, каждому кислотному оксиду соответствует кислородсодержащая кислота. Несмотря на то, что оксид кремния SiO2 с водой не реагирует, ему тоже соответствует кислота H2SiO3, но её получают другими способами.

б) В з а и м о д е й с т в и е со щ ё л о ч а м и

Все кислотные оксиды реагируют с щёлочами согласно общей схемы:

КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД
+
ЩЁЛОЧЬ
=
СОЛЬ
+
ВОДА



В образующейся соли степень окисления металла такая же, как и в исходной щёлочи. Кроме того, в состав соли входит остаток той кислоты, которая соответствует данному кислотному оксиду. Например, если в реакцию вступает кислотный оксид CO2, которому соответствует кислота H2CO3 (указана в скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты, т. е. CO3, заряд которого равен 2–:
13 EMBED Equation.3 1415 + 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415+ H2O.
оксид гидроксид карбонат вода
углерода(IV) натрия натрия
Если же в реакцию вступает кислотный оксид N2О5, которому соответствует кислота HNO3 (указана в скобках), то в составе образующейся соли будет остаток этой кислоты, т. е. NO3 с зарядом, равным 1–:
13 EMBED Equation.3 1415 + 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415 + H2O.
оксид гидроксид нитрат вода
азата(V) кальция кальция

в) Р е а к ц и и с о с н о в н ы м и о к с и д а м и

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей согласно общей схемы:
КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД
+
ОСНОВНЫЙ
ОКСИД
=
СОЛЬ



В образующейся соли степень окисления металла такая же, как и в исходном основном оксиде. Кроме того, следует запомнить, что в состав соли входит остаток той кислоты, которая соответствует кислотному оксиду, вступающему в реакцию. Например, если в реакцию вступает кислотный оксид SO3, которому соответствует кислота H2SO4 (указана в скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты, т. е. SO4:
13 EMBED Equation.3 1415 + 13 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415.
оксид оксид сульфат
серы(VI) натрия натрия

Если же в реакцию вступает кислотный оксид Р2О5, которому соответствует кислота Н3РО4 (указана в скобках), то в составе образующейся соли будет остаток этой кислоты, т. е. РO4:
13 EMBED Equation.3 1415 + 313 EMBED Equation.3 1415 = 13 EMBED Equation.3 1415.
оксид оксид фосфат
фосфора(V) кальция кальция

А м ф о т е р н ы е о к с и д ы
Амфотерные оксиды обладают свойствами как оснувных, так и кислотных оксидов, т. е. они взаимодействуют и с кислотами, и со щелочами. В обоих случаях образуется соль и вода. Например, амфотерный оксид цинка взаимодействует с соляной кислотой согласно уравнению:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
При взаимодействии этого оксида с расплавленной щелочью образуется цинкат – соль несуществующей «цинковой кислоты» H2ZnO2 (это – формула гидроксида цинка Zn(OH)2, записанная в виде кислоты: Zn(OH)2 = H2ZnO2). Поэтому уравнение данной реакции имеет вид:
ZnO + 2NaOH (распл) 13 EMBED Equation.3 1415Na2ZnO2 + H2O.
Если же амфотерный оксид реагирует со щёлочью не в расплаве, а в водном растворе, то в реакции принимает участие и вода. При этом образуется комплексное соединение:
ZnO + 2NaOH + H2O = (Na2ZnO2 · 2H2O) = Na2[Zn(OH)4].
Так же взаимодействуют с кислотами и щелочами амфотерные оксиды бериллия, олова(II) и свинца(II).
Амфотерный оксид алюминия реагирует с азотной кислотой согласно уравнению:
Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O.
При взаимодействии этого оксида с расплавленной щелочью могут образоваться соли несуществующих «алюминиевых кислот» H3AlO3 и HAlO2 – соответственно ортоалюминаты и метаалюминаты. Поэтому уравнения указанных реакций имеют вид:
Al2O3 + 6NaOH (распл) 13 EMBED Equation.3 14152Na3AlO3 + 3H2O;
Al2O3 + 2NaOH (распл) 13 EMBED Equation.3 14152NaAlO2 + H2O;
При взаимодействии оксида алюминия со щёлочью в водном растворе в реакции принимает участие и вода. При этом образуются комплексные соединения:
Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = (2Na3AlO3 · 3H2O) = 2Na3[Al(OH)6];
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = (2NaAlO2 · 2H2O) = 2Na[Al(OH)4].
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотными, так и с оснувными оксидами с образованием солей:
Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3; ZnO + P2O5 = Zn3(PO4)2;
Al2O3 + Na2O = 2NaAlO2; BeO + CaO = CaBeO2.

2.1.4. Получение оксидов
Для получения оксидов используют различные способы:
Взаимодействие простых веществ с кислородом:
С + O2 13 EMBED Equation.3 1415 СO2; S + O2 13 EMBED Equation.3 1415 SO2; 4Al + 3O2 13 EMBED Equation.3 1415 2Al2O3.
Взаимодействие сложных веществ с кислородом:
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O; СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О.
Термическое разложение малорастворимых оснований. При этом образуется основный или амфотерный оксид и вода:
Mg(OH)2 13 EMBED Equation.3 1415 MgO + H2O; 2Al(OH)3 13 EMBED Equation.3 1415 Al2O3 + 3H2O.
Термическое разложение некоторых кислот. При этом образуются кислотный оксид и вода:
H2CO3 13 EMBED Equation.3 1415CO2 + H2O; H2SiO3 13 EMBED Equation.3 1415 SiO2 + H2O; H2SO3 13 EMBED Equation.3 1415 SO2 + H2O.
Термическое разложение некоторых солей, например, карбонатов или сульфитов двухвалентных металлов. При этом образуются по два оксида – основный или амфотерный и кислотный:
CaCO3 13 EMBED Equation.3 1415 CaO + CO2; ZnCO3 13 EMBED Equation.3 1415 ZnO + CO2.
Действие водоотнимающих веществ (фосфорный ангидрид, концентрированная серная кислота) на некоторые кислородсодержащие кислоты:
2HNO3 + P2O5 13 EMBED Equation.3 1415 N2O5 + 2HPO3; H2SO4 + P2O5 13 EMBED Equation.3 1415 SO3 + 2HPO3.
Некоторые оксиды являются природными соединениями (минералами): H2O – вода, SiO2 – кварц, Al2O3 – корунд, Fe2O3 – гематит, MnO2 – пиролюзит, TiO2 – рутил, SnO2 – касситерит и др.

2.1.5. Закономерности изменения свойств высших оксидов
Высшими называются оксиды, в которых положительные степени окисления элементов численно равны номерам групп в периодической системе, в которых они расположены.
Свойства высших солеобразующих оксидов закономерно изменяются в соответствии с расположением соответствующих элементов в Периодической системе и величиной степени окисления их атомов.
В периодах в направлении слева направо оснувные свойства оксидов ослабевают, а кислотные – усиливаются. Например, оксиды элементов третьего периода – натрия и магния – основные, алюминия – амфотерный, кремния, фосфора, серы и хлора – кислотные:
Na2O; MgO
Al2O3
SiO2; P2O5; SO3; Cl2O7

основные
амфотерный
кислотные


В группах А (главных подгруппах) Периодической системы в направлении сверху вниз оснувные свойства оксидов усиливаются, а кислотные – ослабевают. Например, оксиды элементов группы III-А – бора – кислотный, алюминия и галлия – амфотерные, индия и таллия – основные:
B2O3
Al2O3; Ga2O3
In2O3; Tl2O3

кислотный
амфотерные
оснувные


Если металлы образуют по несколько оксидов, то с увеличением степени окисления атомов металлов оснувные свойства их оксидов ослабевают, а кислотные – усиливаются. Наглядным примером проявления этой закономерности являются оксиды марганца:
MnO
Mn2O3; MnO2
MnO3; Mn2O7

оснувный
амфотерные
кислотные



2.2. Г и д р о к с и д ы

Некоторые основные и почти все кислотные оксиды соединяются с водой, образуя соответствующие основания и кислородсодержащие кислоты. Однако воду присоединяют не только оксиды, но и многие другие вещества. Поскольку реакций присоединения воды известно много, им было дано общее название – реакции гидратации. Слово «гидратация» происходит от греческого «hydor», обозначающего воду. Вещества, которые получаются в результате реакций гидратации, получили название гидраты. Например, спирт, присоединяя воду, образует гидрат спирта, а сахар – гидрат сахара. Соответственно, если воду присоединяет оксид, то получается гидрат оксида или сокращённо «гидроксид»:

ОКСИД
+
вода
=
ГИДРАТ ОКСИДА или ГИДРОКСИД


Поскольку оксиды, вступающие в эту реакцию, делятся на основные и кислотные, то и образующиеся из них гидроксиды также делятся на основные и кислотные. Основные гидроксиды – это основания, а кислотные гидроксиды – это кислородсодержаще кислоты.
Запомните:
В результате гидратации осн
·вного оксида образуется осн
·вный гидроксид, являющийся основанием:

осн
·вный ОКСИД
+
вода
=
ОСНОВНЫЙ ГИДРОКСИД
(ОСНОВАНИЕ)


Na2O
+
H2O
=
2NaOH


оксид

вода

гидроксид
(ОСНОВАНИЕ)

натрия



натрия


Пример:


В результате гидратации кислотного оксида образуется кислотный гидроксид, являющийся кислородсодержащей кислотой:

КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД
+
вода
=
КИСЛОТНЫЙ ГИДРОКСИД
(КИСЛОРОДСОДЕРЖ. КИСЛОТА)


СO2
+
H2O
=
H2СO3


оксид

вода

гидроксид
(КИСЛОРОДСОДЕРЖ.
КИСЛОТА)

углерода(IV)



углерода(IV)


Пример:



Таким образом, основания и кислородсодержащие кислоты являются гидроксидами, т. е. гидратами соответствующих оксидов:
NaOH – гидрат оксида натрия или гидроксид натрия – основание;
H2СO3 – гидрат оксида углерода(IV) или гидроксид углерода(IV) – кислородсодержащая (угольная) кислота.
Формулы важнейших оксидов, соответствующих им гидроксидов и их названия приведены в следующей таблице:

Элементы
Оксиды
Гидроксиды

Элементы-металлы
Основные оксиды
Основные гидроксиды
(основания)

Na
Na2O
NaOH
гидроксид натрия

K
K2O
KOH
гидроксид калия

Ca
CaO
Ca(OH)2
гидроксид кальция

Ba
BaO
Ba(OH)2
гидроксид бария

Fe
FeO
Fe(OH)2
гидроксид железа(II)

Cu
CuO
Cu(OH)2
гидроксид меди(II)

Элементы-неметаллы
Кислотные оксиды
Кислотные гидроксиды
(кислоты)

C
CO2
H2CO3
гидроксид углерода(IV),
угольная кислота

Si
SiO2
H2SiO3
гидроксид кремния(IV),
кремниевая кислота

N
N2O5
HNO3
гидроксид азота(V),
азотная кислота

P
P2O5
H3PO4
гидроксид фосфора(V),
фосфорная кислота

S
SO3
H2SO4
гидроксид серы(VI),
серная кислота

Cl
Cl2O7
HClO4
гидроксид хлора(VII),
хлорная кислота



2.3. К и с л о т ы
2.3.1. Определение и классификация кислот
Кислоты – сложные вещества, в состав которых входят атомы водорода, способные замещаться атомами металлов, и кислотные остатки.
Примеры кислот: HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4. Молекулы этих веществ состоят из двух частей – атомов водорода H и кислотных остатков Cl, NO3, SO4, РO4, которые обозначаются буквой А. Поэтому общая формула всех кислот – HxA, где х – число атомов водорода в молекуле кислоты. Оно чаще всего принимает значения от 1 до 3 и называется основностью кислоты.
Поскольку число известных кислот огромно (более 500), их классифицируют по следующим признакам:
а) По числу атомов водорода в молекулах (т. е. по осн
·вности) кислоты делятся на:
Одноосновные – с одним атомом водорода в молекулах, например, HCl, HBr, HNO3;
Двухосновные – с двумя атомами водорода в молекулах, например, H2SO4, H2SO3, H2S, H2CO3;
Трёхосновные – с тремя атомами водорода в молекулах, например, H3PO4, H3ВO3.
б) По наличию или отсутствию атомов кислорода в молекулах различают кислоты:
Бескислородные – HCl, HBr, H2S;
Кислородсодержащие – HNO3, H2SO4, H2SiO3, H2CO3, H3PO4.
в) По растворимости в воде кислоты делятся на растворимые и нерастворимые. Большинство кислот хорошо растворяются в воде. К нерастворимым относится кислота H2SiO3;
г) По летучести (способности испаряться) кислоты делятся на две группы:
Нелетучие кислоты – H2SO4 и H3PO4. Они, как правило, не имеют запаха.
Летучие кислоты – HCl, HBr, HNO3. Они обладают специфическим резким запахом.
2.3.2. Номенклатура кислот. Кислотные остатки
Традиционные русские названия бескислородных кислот составляются в последовательности: «корень русского названия соответствующего галогена или халькогена» + «суффикс «о» + «водородная»: HF – фтороводородная, HCl – хлороводородная, HBr – бромоводородная, H2S – сероводородная. Кислота HCN имеет название «циановодородная».
Названия кислородосодержащих кислот производятся от русских названий кислотоообразующих элементов с различными суффиксами, которые необходимо строго выдерживать.
Если элемент образует две кислоты, то используются суффиксы -н и -ист: первый – при максимальной степени окисления кислотообразующего элемента, а второй – если степень окисления данного элемента ниже максимальной. Пример:
13 EMBED Equation.3 1415– серная кислота, 13 EMBED Equation.3 1415 – сернистая кислота;
13 EMBED Equation.3 1415

Приложенные файлы

  • doc 10627778
    Размер файла: 1 MB Загрузок: 0

Добавить комментарий