Химия. no коэффициент перед окислителем равен Выберите один ответ
 Скачать 0.51 Mb.
|
|
Тема 2. Основны́е классы неорганических веществ В данной лекции рассмотрим основны́е классы неорганических веществ. Сложные вещества делят на 2 группы: органические и неорганические. органическим веществам относят большинство соединений углерода, за исключением его оксидов, солей угольной кислоты и некоторых других. Все остальные вещества – неорганические. Сложные неорганические вещества делят на 4 основны́х класса: оксиды, основания или гидроксиды, кислоты соли. Оксиды представляют собой сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух элементов, один из которых – кислород. Кислород в оксиде записывается на втором месте. Его валентность при этом равна двум, степень окисления – минус два. Название оксидов строится следующим образом: к слову оксид добавляется название элемента в родительном падеже с указанием его степени окисления, если она не постоянна. Например, СаО – оксид кальция, Fе2О3 – оксид железа (III) , NО2 – оксид азота (IV) . Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующих оксидов немного. Они не образуют солей ни при взаимодействии со щелочами, ни при взаимодействии с кислотами. Такими, например, являются оксиды двухвалентных углерода СО и азота NO . Слайд 19 Солеобразующие оксиды по химическим свойствам делятся на осно́вные, кислотные и амфоте́рные. Осно́вным оксидам соответствуют гидроксиды, то есть основания. К осно́вным оксидам относятся оксиды щелочны́х и ще́лочно-земе́льных металлов, а также оксиды металлов со степенью окисления не выше +3 , например, оксиды двухвалентной меди, одновалентного серебра, двухвалентного железа. Многие из них непосредственно взаимодействуют с водой с образованием оснований. На слайде приведена реакция взаимодействия оксида кальция и воды с образованием основания – гидроксида кальция. Кислотные оксиды образованы неметаллами, например СО2 , SО3 , а также металлами в высших положительных степенях окисления + 5 , + 6 и + 7 . Большинство из них непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот. На слайде приведена реакция образования сернистой кислоты при растворении оксида четырехвалентной серы в воде. Амфоте́рные оксиды образованы металлами в промежуточных степенях окисления, таких как + 3 и + 4 . Известны также амфотерные оксиды для элементов в степени окисления + 2 , например, оксиды бериллия, цинка, трехвалентного хрома и некоторые другие. С водой такие оксиды не взаимодействуют, но для них характерны реакции с кислотами и щелоча́ми, в этом и проявляется их амфоте́рность. На слайде приведены реакции взаимодействия оксида цинка с соляной кислотой и щелочью – гидроксидом натрия. Слайд 20 Характер оксида связан с положением соответствующего элемента в периодической системе Менделе́ева. В периодах металлические свойства слева направо уменьшаются, а в группах – сверху вниз растут. В главных подгруппах границей между элементами, образующими кислотные и осно́вные оксиды, является диагональ Be – Al – Ge – Sn – Pb . Эти элементы дают амфотерные оксиды. Осно́вные оксиды расположены левее и ниже этой линии. Исключением в этой области являются оксиды га́ллия и и́ндия, они амфоте́рны. Кислотные оксиды образуют элементы, расположенные правее и выше указанной линии. Хотя здесь тоже есть исключения. У элементов пятой группы – мышьяка и сурьмы – трехвалентные оксиды амфоте́рны, хотя их высшие пятивалентные оксиды – кислотные. Исключением является и ви́смут, его трехвалентный оксид имеет осно́вный характер. Среди переходных элементов, которые могут образовывать оксиды в нескольких степенях окисления, кислотными, как правило, являются оксиды в высших степенях окисления, а осно́вными – в низших. Оксиды, образованные промежуточными степенями окисления, чаще всего амфоте́рны. На слайде приведены примеры различных по характеру оксидов марганца в зависимости от степени его окисления. Слайд 21 Класс оксидов следует отличать от перокси́дов и на́дперокси́дов или, как их еще называют, су́перокси́дов и озони́дов. В пероксды́ атом кислорода входит в виде группировки О22– . Условно можно считать заряд атома кислорода в перокси́де равным минус одному. На слайде приведены примеры перокси́дов. Все перокси́ды проявляют сильные окислительные свойства, но присутствии сильных окислителей ведут себя как восстановители. Большое практическое значение имеет перокси́д водорода Н2О2 . Бытовое название его трехпроцентного раствора – пе́рекись водорода. На́дперокси́ды или су́перокси́ды содержат в своем составе группировку О2– . Степень окисления кислорода при этом равна – 1/2 . Все су́перокси́ды – также сильные окислители. Озони́ды – это соединения, в которых степень окисления кислорода составляет – 1/3 . Кислород при этом находится в форме иона О3– . Все озониды – сильные окислители. Химия перокси́дов, су́перокси́дов и озони́дов характерна для щелочны́х металлов – элементов первой группы главной подгруппы таблицы Менделе́ева. Слайд 22 Следующий класс соединений – основания. Основания являются сложными веществами, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы ОН– . Названия оснований составляют из слова гидроксид и названия соответствующего катиона в родительном падеже с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, NН4ОН – гидроксид аммония, Fе(ОН)2 – гидроксид железа (II) , Fе(ОН)3 – гидроксид железа (III) . По кислотности, то есть количеству гидроксогрупп, которые способны реагировать с протонами кислот, основания бывают однокислотными и поликислотными. Примеры таких оснований приведены на слайде. По растворимости различают растворимые в воде основания, или щёлочи, и нерастворимые в воде основания. Щёлочи образованы щелочны́ми и ще́лочно-земе́льными металлами. Примеры соединений также приведены на слайде. Существуют основания, которые могут взаимодействовать не только с растворами кислот, но и с растворами оснований. Такие основания называют амфоте́рными. Они соответствуют амфоте́рным оксидам. Слайд 23 Следующий класс соединений – это кислоты. Кислоты представляют собой сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катионов образуются ионы водорода Н+ . Ион водорода мы также называем протоном. По осно́вности, то есть количеству протонов, которые взаимодействуют с гидроксид-ионами, различают одноосно́вные и полиосно́вные кислоты. Примеры таких кислот приведены на слайде. Другой способ классификации кислот – по содержанию кислорода. По этому признаку различают бескислородные и кислородсодержащие кислоты. Примеры смотрите на слайде. Все кислоты и основания вступают между собой в реакцию, которая называется реакцией нейтрализации. В результате такой реакции протоны и гидроксид-ионы нейтрализуют друг друга с образованием воды. Вторым продуктом взаимодействия является соль. По силе или способности к диссоциации, то есть способности к распаду на ионы, различают сильные и слабые кислоты. Сильными кислотами, например, являются азотная, серная, соляная кислоты, а к слабым, например, относят кремниевую, угольную, уксусную кислоты. Содержание ионов водорода в растворах сильных кислот значительно больше, чем в растворах слабых кислот при равных концентрациях этих кислот. Слайд 24 Накопление в растворе протонов, точнее, превышение их количества над числом гидроксид-ионов, обусловливает кислотный характер среды. Напротив, превышение числа гидроксид-ионов над числом протонов обусловливает щелочно́й характер среды, или, как говорят, щелочну́ю среду. Обнаружить среду раствора можно разными способами, самый распространённый из них – индикаторный. Кислотно-осно́вные индикаторы – это специальные вещества, которые меняют свою окраску в зависимости от кислотности среды. Наиболее известные из них – это лакмус, метиловый оранжевый и фенолфталеин. Переходы их окраски, в зависимости от значения кислотности среды, приведены на слайде. Для удобства концентрацию протонов выражают не в абсолютных значениях, а в виде отрицательного десятичного логарифма концентрации ионов водорода. Такую величину мы называем рН . Диапазон изменения рН в водном растворе – от нуля до четырнадцати. Значения величин рН и рОН , где рОН – это показатель концентрации гидроксид-ионов, связаны между собой соотношением: их сумма равна четырнадцати. Поэтому в случае равенства концентрации протонов и гидроксид-ионов в растворе, то есть нейтральной среды раствора, величина рН равна 7. В кислых растворах она меньше 7, в щелочных – больше. Слайд 25 Поговорим о номенклатуре кислот. Бескислородные и кислородсодержащие кислоты называют по-разному. В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют суффикс -о- и слово водородная. Например, HCl – хлороводородная, H2S – сероводородная. Кислородсодержащие, или оксокислоты, в систематической номенклатуре называют по их аниону. В названии аниона указывают атомы кислорода словом -о́ксо- и их количество приставками ди-, три-, тетра- и далее. Затем указывается кислотообразующий элемент с суффиксом -ат, его валентность, если она у элемента переменная, и добавляется слово водорода. Например, H2SO3 имеет название триоксосульфат (IV) водорода. На слайде приведены примеры систематических названий некоторых о́ксокислот. Очень часто для названия кислородсодержащих кислот применяются традиционные названия. В таких названиях для обозначения степени окисления элемента, который образовал кислоту, используют суффиксы. Слайд 26 Если элемент находится в высшей, то есть совпадающей с номером группы или в единственной возможной степени окисления, используются суффиксы -н-, -ов- или -ев-, окончания -ая и слово кислота. Например, НNО3 – азотная кислота, Н3АsО4 – мышьяко́вая кислота, Н2SiО3 – кре́мниевая кислота. По мере понижения степени окисления кислотообразующего элемента окончание названия кислородсодержащей кислоты меняется на -ова́тая, -истая, -ова́тистая. Суффикс -ова́т-используется для названия кислот, в которых элемент находится в промежуточной степени окисления +5 или + 6 . Например, в НСlO3 степень окисления хлора равна + 5 , поэтому кислота называется хлорнова́тая кислота. Суффикс -ист- применяется для промежуточных степеней окисления + 3 или + 4 . Например, НСlO2 – это хло́ристая кислота, в ней степень окисления хлора составляет + 3 . И, наконец, для кислот, в которых элемент находится в низшей степени окисления +1 , используют суффикс - ова́тист-. Примером является НСlO . В этом соединении хлор проявляет степень окисления + 1 , поэтому данная кислота – это хлорнова́тистая кислота. Слайд 27 Если элемент проявляет одну и ту же степень окисления и образует при этом несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с бо́льшим содержанием атомов кислорода добавляют префикс о́рто-, а с меньшим – ме́та-. Например, Н3РО4 – о́ртофо́сфорная кислота, Н3РО3 – ме́тафо́сфорная кислота. В обеих кислотах степень окисления фосфора равна + 5 . Ти́окислоты, где ти́о – это сера, являются серни́стыми аналогами о́ксокислот. Примеры таких кислот приведены на слайде. В пероксо́кислотах, которые являются перокси́дными аналогами о́ксокислот, имеется мостиковая группировка из двух атомов кислорода. Существуют также и́зопо́ликислоты. В таких кислотах содержится два или более кислотообразующих элементов, например, в дисерной или дифосфорной кислотах. Класс кислот следует отличать от класса гидри́дов, в формулу которых также входит водород. Общая формула таких соединений ЭхНу , то есть водород стоит в этой формуле на втором месте, в отличие от формул кислот. И, что более важно, степень окисления водорода в гидридах равна – 1 . Все гидриды проявляют свойства сильных восстановителей. Слайд 28 Следующий вопрос – номенклатура анионов, то есть кислотных остатков. Название анионов входит в состав названия солей. названиях анионов также нашли отражение степени окисления элемента, который образовал кислотный остаток. Для ее обозначения применяют систему префиксов и суффиксов. Для высшей степени окисления используют префикс пер- и суффикс -ат, например, пе́рхлора́т. Любая единственная или следующая за высшей степень окисления обозначается суффиксом -ат, например, хлора́т. Промежуточная степень окисления + 3 или + 4 отмечается суффиксом -ит, например, хлори́т. Для обозначения низшей степени окисления суффикс -ит используется вместе с префиксом ги́по-, например, ги́похлори́т. На слайде приведены названия наиболее часто встречающихся анионов – остатков кислот. Следует отметить, что современные теории кислот и оснований представляют собой комплекс фундаментальных физико-химических представлений. Мы рассмотрели понятия «кислота» и «основание» в рамках теории электролитической диссоциации Арре́ниуса – О'ствальда. Существует еще ряд теорий, где понятия кислоты и основания гораздо шире и не связаны наличием протонов и гидроксид-ионов. В теории Усано́вича, наиболее общей на сегодня, эти понятия вообще не связаны с классом соединений. Кислотность и осно́вность – это функции соединения. Будет ли вещество проявлять кислотные или осно́вные свойства, зависит, согласно этой теории, от партнера по реакции. Слайд 29 Еще один класс соединений – соли. Соли представляют собой сложные вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов или аммония NН4+ и анионы кислотных остатков. В зависимости от состава соли бывают средние, кислые или осно́вные. Средние, или нормальные, соли – это продукты полного замещения ионов водорода в кислоте ионами металлов или аммония или продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. На слайде приведена реакция образования средней соли FeSO4 – сульфата железа (II) . Названия средних солей составляют из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже с указанием валентности катиона, если она переменна. Например, КNО3 – нитрат калия, FеSО4 – сульфат железа (II) . Все растворимые соли хорошо диссоции́руют, то есть распадаются на ионы, при их растворении в воде. Диссоциа́ция средних солей показана на слайде. Слайд 30 Кислые соли, или ги́дросо́ли, – продукты неполного замещения ионов водорода многоосновных кислот ионами металлов или аммония. Названия кислых солей составляют из названия аниона в именительном падеже с добавлением приставки ги́дро- и, при необходимости, соответствующего числительного. Название катиона приводят в родительном падеже с указанием валентности, если она переменна. Например, К2НРО4 – ги́дроо́ртофосфа́т калия, КН2РО4 – диги́дроо́ртофосфа́т калия. Уравнение диссоциа́ции кислой соли приведено на слайде. Как видно, протоны остаются в едином ионе с кислотным остатком. Осно́вные, или гидро́ксосо́ли, – продукты неполного замещения гидро́ксогру́пп многокислотных оснований кислотными остатками. Названия осно́вных солей составляют из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже с указанием валентности, если она переменна. К названию катиона с добавляют приставку гидро́ксо-и, при необходимости, соответствующее числительное. Например, Fе(ОН)2NО3 – нитрат дигидро́ксожелеза (III), МgОНСl – хлорид гидро́ксома́гния. Уравнение диссоциа́ции осно́вной соли приведено на слайде. Как видно, гидро́ксогруппы остаются в едином ионе с атомами металла. Слайд 31 Кроме вышерассмотренных типов солей, существуют также смешанные, двойные и комплексные соли. Двойные соли образованы двумя катионами и одним кислотным остатком. Например, KA1(SO4)2 называется сульфат алюминия-калия. Смешанные соли образованы одним катионом и двумя кислотными остатками. Например, Ca(ClO)Cl – это хлори́дги́похлори́т кальция. Ко́мплексные соли – это соли, которые имеют в составе сложный ко́мплексный ион. Он может быть катионом, и тогда мы говорим о катионном комплексе, и анионом, и тогда это анионный комплекс. Примеры ко́мплексных соединений приведены на слайде. Ко́мплексный ион очень прочный и переходит в неизменном виде из реакции в реакцию. Номенклатура ко́мплексных соединений имеет свои особенности и в рамках данного курса не рассматривается. Среди солей существует очень много кристаллогидратов. Это кристаллические соединения, содержащие воду. У этих соединений определенный состав, вода входит в кристаллическую структуру соли. Она легко отделяется от молекулы соли при нагревании или растворении соли в воде. У многих кристаллогидратов, как видно на слайде, свои устоявшиеся рациональные названия. Слайд 32 Основны́е классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания и соли – способны взаимодействовать друг с другом. В результате такого взаимодействия одни классы соединений переходят в другие. В этом проявляется генетическая взаимосвязь основных классов неорганических соединений. Такая взаимосвязь приведена на слайде в виде схемы. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, а осно́вные оксиды – кислотами. При прямом или косвенном взаимодействии оксидов с водой образуются гидроксиды. Характер гидроксида – кислотный, осно́вный или амфотерный – определяется характером оксида, из которого он был образован. Амфотерные гидроксиды характеризуются двойственностью и могут реагировать и с кислотами, и со щелоча́ми. При реакции с кислотами чаще всего образуются средние, или осно́вные, соли, а при реакции со щелоча́ми – комплексные соли. Соли могут вступать во взаимодействиями с кислотами, с другими солями и с гидроксидами. На этом рассмотрение темы закончено. В целях закрепления пройденного материала предлагаем ответить на вопросы для самоконтроля. Слайд 33 |