Методические указания к лабораторнопрактическим занятиям и самостоятельной работе по химии сибирский государственный

• Название: Методические указания к лабораторнопрактическим занятиям и самостоятельной работе по химии сибирский государственный
• Анкор: Osnovnye_klassy_neorganicheskikh_soedineny.pdf
• Дата: 15.01.2018
• Размер: 463.82 Kb.
• Имя файла: Osnovnye_klassy_neorganicheskikh_soedineny.pdf
• Тип: Методические указания; #14048
• страница: 2 из 3

17
+7
HClO
4
— хлорная кислота +5
HClO
3
— хлорноватая кислота — хлористая кислота +1
HClO — хлорноватистая кислота.
Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, имеет суффикс -ист. Например +5
+3
HNO
3
— азотная кислота, HNO
2
— азотистая кислота +4
H
2
SO
4
— серная кислота, H
2
SO
3
— сернистая кислота.
Некоторые элементы, находясь водной и той же степени окисления, могут образовывать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле в этом случае к названию кислоты с наименьшим числом атомов кислорода добавляется приставка мета, а к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода, — приставка орто-.
Например:
+5
+5
HPO
3
— метафосфорная кислота, H
3
PO
4
— ортофосфорная кислота.
В случае, когда молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, к названию кислоты добавляется соответствующее греческое числительное. Например H
4
P
2
O
7
—
дифосфорная кислота H
2
B
4
O
7
— тетраборная кислота.
Некоторые кислоты содержат в своем составе группировку атомов —О—О—. Такие кислоты рассматриваются как производные пероксида водорода и называются пероксокислотами
(устаревшее название — надкислоты). Названия подобных кислот снабжаются приставкой пероксо- и, если необходимо, греческой приставкой, обозначающей числительное, указывающей число атомов кислотообразующего элемента в молекуле кислоты.
Например: H
2
SO
5
— пероксосерная кислота H
2
S
2
O
8
— пероксо- дисерная кислота

Названия кислотных остатков образуются обычно из латинских названий кислотообразующих элементов с добавлением окончаний -ат (для кислотных остатков с большей валентностью элемента) или -ит (с меньшей валентностью. При образовании одним элементом более двух кислородсодержащих кислот названия их кислотных остатков включают префиксы пер (для кислотных остатков с наибольшей валентностью элемента) и
гипо- (с наименьшей валентностью).
Формулы и названия важнейших кислота также формулы и названия их кислотных остатков приведены в табл. Таблица Важнейшие кислоты и их кислотные остатки
Название кислотного остатка Формула кислоты Название кислоты Формула кислотного остатка Международное Русское
HF
Фтороводородная кислота
– F Фторид Фтористый
HCl
Хлороводородная кислота
– С Хлорид Хлористый
HBr
Бромоводородна кислота
– Br Бромид Бромистый
HI
Иодоводородная кислота
– I
Иодид
Иодистый
H
2
S Сероводородная кислота
= S Сульфид Сернистый Угольная кислота
= СО
3
Карбонат Углекислый Кремниевая кислота
= Силикат
Кремниевокислый Азотная кислота
– Нитрат Азотнокислый Азотистая кислота
– Нитрит Азотистокислый Серная кислота
= Сульфат Сернокислый Сернистая кислота
= SO
3
Cульфит Сернистокислый Фосфорная кислота ортофосфорная кислота) Фосфат Фосфорнокислый Фосфористая кислота Фосфит
Фосфористокислый Хромовая кислота
= СrO
4
Хромат Хромовокислый
H
2
Cr
2
O
7
Дихромовая кислота
= Сr
2
O
7
Дихромат Двухромовокислый Хлорная кислота
– Перхлорат
Хлорнокислый Хлорноватая кислота
– Хлорат Хлорноватокислый Хлористая кислота
– Хлорит
Хлористокислый
HClO Хлорноватистая кислота
– ClO Гипохлорит
Хлорноватисто- кислый Марганцовая кислота
– MnO
4
Перманганат Марганцовокислый Марганцовистая кислота
= Манганат
Марганцовисто- кислый При графическом изображении формул кислот необходимо помнить, что в молекулах бескислородных кислот атом водорода

непосредственно соединяется с кислотообразующим элементом или группой атомов, образующих кислоту, H–Cl, H–Br, H–I, H–S–H, В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода соединяются с атомом кислотообразующего элемента, как правило, через атомы кислорода серная кислота хлорная кислота дихромовая кислота. Химические свойства и способы получения кислот
Наличие вводных растворах кислот ионов водорода точнее ионов гидроксония H
3
O
+
) обусловливает общие для
всех кислот свойства. Кислоты изменяют цвет индикаторов (см. табл. 2.1).
2. Кислоты взаимодействуют с любыми основаниями (растворимыми и нерастворимыми) с образованием средней (а, основной (били кислой (в) соли и воды (реакция нейтрализации):
а) HCl + NaOH = NaCl + б) 2HCl + Fe(OH)
3
= Fe(OH)Cl
2
+ в) H
2
SO
4
+ NaOH = NaHSO
4
+ H
2
O.
3. Кислоты вступают в реакцию с основными (аи амфотерными (б) оксидами с образованием соли и воды:
а) 2HCl + BaO = BaCl
2
+ H
2
O,
Na
2
O + H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ б) Al
2
O
3
+ 6HNO
3
= 2Al(NO
3
)
3
+ 3H
2
O,
ZnO + 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
O.
4. Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды + Al(OH)
3
= Al(NO
3
)
3
+ 3H
2
O,
H
2
SO
4
+ Zn(OH)
2
= ZnSO
4
+ 2H
2
O.
5. Кислоты взаимодействуют с нормальными и основными солями. При взаимодействии кислот с нормальной солью, образованной другой кислотой, образуются новая соль и новая кислота. Реакция происходит только в том случае, если в результате получается нерастворимая соль или если образующаяся кислота более слабая, чем кислота, вступающая в реакцию - O O
S H - O - C l = O H - O - C r - O - C r - O - H
H - O O
O
O
O
O
O
O

Например + BaCl
2
= BaSO
4

+ 2HCl,
2HNO
3
+ Na
2
SiO
3
= 2NaNO
3
+ При взаимодействии многоосновной кислоты с нормальной солью, образованной этой же кислотой, образуется только один продукт — кислая соль.
Например:
H
2
S + Na
2
S = 2NaHS,
H
2
O + CO
2
+ CaCO
3
= Ca(HCO
3
)
2
При взаимодействии кислоты с основной солью этой же кислоты образуются нормальная соль и вода.
Например:
HCl + С = CuCl
2
+ При взаимодействии кислоты с основной солью другой кислоты образуются две нормальные соли и вода.
Например: 2HNO
3
+ 2CuOHCl = Cu(NO
3
)
2
+ CuCl
2
+ 2H
2
O.
6. Кислоты взаимодействуют с металлами, в результате чего образуется соль и выделяется водород. Чтобы определить, вступает ли данный металл в реакцию с кислотой, нужно знать активность металла. Вступающий в реакцию металл должен быть активнее водорода. Активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов Li, K,
Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H
2
, Cu, Hg, Ag,
Pt, Au. Все металлы, стоящие после водорода, имеют малую активность и ионы водорода из кислот не восстанавливают.
Например:
Zn + H
2
SO
4
= ZnSO
4
+ H
2

,
2Al + 6HCl = 2AlCl
3
+ 3H
2

,
Ag + HCl 
Cu + HCl Все сказанное выше не относится к кислотам, в которых анионы обладают более сильными окислительными свойствами,
чем ионы водорода. К таким кислотам относятся концентрированная серная кислота H
2
SO
4
, концентрированная и разбавленная азотная кислота HNO
3
. При взаимодействии их с металлами водород не выделяется.
Способов получения кислот несколько. Бескислородные кислоты можно получить синтезом из соответствующих простых веществ-неметаллов и водорода и последующим растворением образующихся газообразных водородных соединений вводе. Таким способом можно получить кислоты HCl, HI, HBr, HF, H
2
S. Например + I
2
= 2HI, раствор вводе иодоводородная кислота + Cl
2
= 2HCl, раствор вводе хлороводородная кислота. Бескислородные кислоты также можно получить взаимодействием солей бескислородных кислот с более сильными кислотами (см. табл. 3.1). Например + 2HCl = FeCl
2
+ H
2
S, раствор H
2
S вводе сероводородная кислота. Кислородсодержащие кислоты получают взаимодействием кислотных оксидов (кроме SiO
2
) c водой + H
2
O = H
2
SO
4
,
P
2
O
5
+ 3H
2
O = 2H
3
PO
4 4. Если кислотные оксиды нерастворимы вводе, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем действием другой кислоты (чаще всего серной) на соответствующую соль.
Например:
Na
2
SiO
3
+ H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ H
2
SiO
3

4. АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
С точки зрения теории электролитической диссоциации амфотерные гидроксиды — это слабые электролиты, способные диссоциировать как по типу оснований (в кислой среде, таки по типу кислот (в щелочной среде. К амфотерным гидроксидам относятся Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Sn(OH)
2
, Be(OH)
2
, Pb(OH)
2
,
Cr(OH)
3
и др. Диссоциацию амфотерного гидроксида по обоим типам (без учета ступенчатого характера диссоциации) можно представить следующей схемой +H
+
+OH
–
Me
n+
+ nOH
–
 Me(OH)n  H
n
MeO
n
 nH
+
+ MeO
n
n–
,
диссоциация диссоциация по типу основания по типу кислоты +H
+
+OH
–
Zn
2+
+ 2OH
–
 Zn(OH)
2
 H
2
ZnO
2
 2H
+
+ ZnO
2 В насыщенном водном растворе осадок амфотерного гидроксида и ионы Me
n+
, OH
–
, H
+
и MeO
n
n–
находятся в состоянии равновесия, поэтому амфотерные гидроксиды взаимодействуют

и с кислотами, и с основаниями. При добавлении кислоты равновесие смещается в сторону диссоциации по типу основания,
при добавлении основания равновесие смещается в сторону диссоциации по типу кислоты. Формулы амфотерных гидроксидов можно записывать как в форме оснований, таки в форме кислот. Соответственно каждый амфотерный гидроксид можно рассматривать как основание и как кислоту. Амфотерные гидроксиды, молекулы которых содержат три и более гидроксидных группы — OH
–
, образуют две кислотные формы ортоформу и метаформу. Переход ортоформы в метаформу происходит в результате отщепления молекулы воды  H
3
MeO
3
 HMeO
2
–H
2
O
Al(OH)
3
 H
3
AlO
3
 HAlO
2
ортоалюминиевая метаалюминиевая кислота кислота
По агрегатному состоянию амфотерные гидроксиды представляют собой твердые вещества. Эти соединения плохо растворимы вводе и обладают характерным для каждого из них цветом,
например, Zn(OH)
2
и Al(OH)
3
— белого цвета, Cr(OH)
3
зеленого, Fe(OH)
3
— бурого и т.д.
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства как кислот, таки оснований. Проявляя основные свойства, амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами, например + 3HCl = CrCl
3
+ 3H
2
O;
Sn(OH)
2
+ H
2
SO
4
= SnSO
4
+ 2H
2
O.
2. Проявляя кислотные свойства, амфотерные гидроксиды взаимодействуют со щелочами:
а) сплавление твердых амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами + KOH =
T
K
2
SnO
2
+ станнит калия + NaOH =
T
NaAlO
2
+ 2H
2
O,
(H
3
AlO
3
) недостаток метаалюминат натрия

23
Al(OH)
3
+ 3NaOH =
T
Na
3
AlO
3
+ 3H
2
O;
(H
3
AlO
3
) избыток ортоалюминат натрия б) взаимодействие сводными растворами щелочей + а = Na
2
[Zn(OH)
4
],
тетрагидроксоцинкат натрия + KOH = недостаток тетрагидроксоалюминат калия + 3KOH = K
3
[Al(OH)
6
].
избыток гексагидроксоалюминат калия. Как и нерастворимые основания, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду, например =
T
Cr
2
O
3
+ Амфотерные гидроксиды получают также, как и слабые нерастворимые вводе основания, те. взаимодействием соли соответствующего металла со щелочью, но при этом используют строго эквивалентное ее количество, так как в избытке щелочи образующиеся осадки амфотерных гидроксидов растворяются.
Например:
AlCl
3
+ 3NaOH = Al(OH)
3

+ 3NaCl;
Cr
2
(SO
4
)
3
+ 6KOH = 2Cr(OH)
3

+ 3K
2
SO
4
5. СОЛИ
К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомов NH
4
) или как продукты замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками. Классификация и номенклатура солей
По агрегатному состоянию соли представляют собой твердые вещества.
По растворимости вводе соли делятся на растворимые в воде,
малорастворимые и нерастворимые. Растворимыми являются практически все соли щелочных металлов и соли аммония

Хорошо растворимы все соли азотной кислоты — нитраты и уксусной кислоты — ацетаты. Среди солей серной кислоты нерастворимым является лишь сульфат бария BaSO
4
, малорастворимы сульфаты кальция CaSO
4
и свинца (II) PbSO
4
. Хорошо растворимы также почти все хлориды, кроме нерастворимого хлорида серебра (I) AgCl и малорастворимого хлорида свинца) PbCl
2
. А вот большинство солей фосфорной кислоты фосфатов, угольной кислоты — карбонатов и сероводородной кислоты — сульфидов относятся к нерастворимым вводе веще- ствам.
В зависимости от состава различают соли средние (или нормальные, кислые, основные, смешанные, двойные, комплек- сные.
Средние (или нормальные) соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металлов (или группой атомов NH
4
) либо как продукты полного замещения гидроксидных групп в молекуле основания кислотными остатками:
замещение замещение CuSO
4
Cu(OH)
2
;
кислота атомов водорода соль гидроксидных групп основание атомом меди кислотным остатком + H
2
SO
4
= CuSO
4
+ 2H
2
O реакция нейтрализации).
Названия средних (или нормальных солей) по международной номенклатуре образуются из названия кислотного остатка
(см. табл. 3.2) и названия металла (или группы атомов NH
4
) (в род. падеже. Если в состав соли входит металл, имеющий переменную валентность, то она указывается в названии римскими цифрами (в скобках. Например NaCl — хлорид натрия — нитрат железа (III), FeSO
4
— сульфат железа (II),
K
2
SO
3
— сульфит калия, NH
4
Cl — хлорид аммония, (фосфат аммония.
Согласно русской номенклатуре названия солей образуются от названия кислоты с окончанием -кислый и названия металла
(см. табл. 3.2). Например, Na
2
SO
4
— сернокислый натрий. Если металл имеет переменную степень окисления, то для солей с высшей степенью окисления металла прибавляют слово окис-
ное(ая), а для солей с низшей степенью окисления металла —

слово закисное(ая). Например Fe
2
(SO
4
)
3
— сернокислое железо окисное FeSO
4
— сернокислое железо закисное.
Названия средних солей бескислородных кислот составляют от названий неметалла с окончанием истый и металла. Например КСl — хлористый калий. Соли металлов с переменной степенью окисления различают по окончанию прилагательного.
Например:
3 3
FeCl

— хлорное железо
2 2
Cl
Fe

— хлористое железо.
Почти все растворимые средние соли являются сильными электролитами, те. вводных растворах полностью диссоциируют на ионы металлов (или ионы аммония) и кислотных остатков,
например:
NaCl  Na
+
+ Cl
–
;
CuSO
4
 Cu
2+
+ SO
4 2–
,
(NH
4
)
3
PO
4
 3NH
4
+
+ PO
4 При составлении графических формул солей следует в графических формулах соответствующих кислот замещать атомы водорода атомами металла с учетом валентности металла или в графических формулах оснований замещать гидроксидные группы на кислотные остатки.
Средняя cоль CaSO
4
:
H - O O
S С а S
H - O O
O O
O Кислота Соль Кислота Соль
Кислые соли можно рассматривать как продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла (или группой атомов NH
4
), например + 2H
2
SO
4
= Ca(HSO
4
)
2
+ 2H
2
O,
NaOH + H
3
PO
4
= NaH
2
PO
4
+ H
2
O,
2NaOH + H
3
PO
4
= Na
2
HPO
4
+ По международной номенклатуре названия кислых солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей, нос добавлением к кислотному остатку приставки гидро-,
указывающей на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три, тетра и т.д.). Если в состав соли входит металл, имеющий переменную

валентность, то она указывается римскими цифрами в скобках.
Например: NaHCO
3
— гидрокарбонат натрия, K
2
HPO
4
— гидро- фосфат калия, KH
2
PO
4
— дигидрофосфат калия, Ca(H
2
PO
4
)
2
дигидрофосфат кальция, FeHPO
4
— гидрофосфат железа (Согласно русской номенклатуре для кислых солей перед названием соли ставится слово кислый, а в случае солей, образованных взаимодействием с многоосновными кислотами, указывается количество замещенных атомов водорода. Например кислый углекислый натрий NaH
2
PO
4
— кислый фосфорнокислый однозамещенный натрий Na
2
HPO
4
— кислый фосфорнокислый двузамещенный натрий.
В водных растворах кислые соли диссоциируют на катионы металла и сложные анионы  Na
+
+ При составлении графических формул кислых солей следует помнить, что замещение атомов водорода в молекулах многоос- новных кислот атомами металла происходит лишь частично.
Кислая соль NaHCO
3
:
H - O
СО СО
Кислота
Соль
Основные соли можно рассматривать как продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками. Основные соли, как и основания, содержат в своем составе гидроксидные группы, способные в процессе электролитической диссоциации отщепляться в виде гидроксид-ионов ОН
–
По международной номенклатуре названия основных солей складываются из слова гидроксо, обозначающего группу –ОН,
прибавляемого к названию кислотного остатка, за которым следует название металла (в род. падеже, и, при необходимости,
указывается его валентность римскими цифрами в скобках.
Например: FeOH(NO
3
)
2
— гидроксонитрат железа (II),
Fe(OH)
2
NO
3
— дигидроксонитрат железа (III). Достаточно широко распространена и другая номенклатура, предусматривающая присоединение слова гидроксо к названию металла, например нитрат гидроксожелеза (III), нитрат дигидроксожелеза (Согласно русской номенклатуре для основных солей перед названием соли ставится слово основное(ая, ой. Например — основной сернокислый алюминий.
В водных растворах основные соли диссоциируют на сложные катионы и анионы кислотных остатков  CuOH
+
+ При составлении графических формул основных солей следует учитывать заряды сложных катионов, которые входят в их состав.
Основная соль CuOHCl:
O—H
O–H
Cu
Cu
O—H
Cl
Основание
Соль
В зависимости от состава различают соли двойные, смешанные
и комплексные.
Двойные соли являются продуктами совместной кристаллизации двух разных нормальных солей, образованных одной и той же кислотой, например, сульфата калия K
2
SO
4
и сульфата алюминия Al
2
(SO
4
)
3
: K
2
SO
4
•Al
2
(SO
4
)
3
(сульфат калия-алюми- ния).
Смешанные соли образованы одним металлом и двумя кислотами. Примерами смешанных солей являются PbFCl — фторид- хлорид свинца (II), Ca(ClO)Cl — хлорид-гипохлорид кальция.
Смешанные и двойные соли вводных растворах необратимо диссоциируют на все входящие в их состав катионы и анионы  Pb
2+
+ F
–
+ Cl
–
;
Ca(ClO)Cl  Ca
2+
+ ClO
–
+ Комплексные соединения, состоящие из катионов металла и комплексных анионов (например, K
4
[Fe(CN)
6
]) или из комплексных катионов и анионов кислотных остатков (например, являются комплексными солями. Химические свойства и способы получения солей
Химические свойства солей обусловливаются их взаимодействием с металлами, щелочами, кислотами и друг с другом

28
1. Растворимые вводе соли взаимодействуют с более активными металлами, чем металл, входящий в их состав, те. в ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей + CuSO
4
= FeSO
4
+ Cu;
Zn + Pb(NO
3
)
2
= Zn(NO
3
)
2
+Pb.
2. Растворы солей вступают в обменные реакции с растворами щелочей при условии, что одним из продуктов реакции является либо нерастворимое основание, либо нерастворимая соль + CuSO
4
= Cu(OH)
2

+ K
2
SO
4
;
Ba(OH)
2
+ Na
2
SO
4
= BaSO
4

+ 2NaOH.
3. Соли взаимодействуют с кислотами:
а) при взаимодействии средней соли с избытком кислоты образуются новая средняя соль и новая кислота. Реакция возможна, если образующаяся соль выпадает в осадок или если образующаяся кислота является более слабой, чем вступающая в реакцию + 2HI = PbI
2

+ 2HNO
3
;
Pb(CH
3
COO)
2
+ 2HNO
3
= Pb(NO
3
)
2
+ слабая кислота б) взаимодействие нормальной соли, образованной многоос- новной кислотой, с избытком этой кислоты приводит к образованию кислой соли + H
2
S = в) основная соль, содержащая одну гидроксогруппу, при взаимодействии с избытком кислоты, образующей эту соль,
образует нормальную соль и воду + HNO
3
= Cu(NO
3
)
2
+ При наличии двух гидроксогрупп в молекуле основной соли и недостатке кислоты образуется новая основная соль, а при избытке — нормальная соль + HCl = CrOHCl
2
+ недостаток Cr(OH)
2
Cl + 2HCl = С + 2H
2
O;
избыток г) кислые соли при взаимодействии с избытком кислоты, не образующей эту соль, образуют нормальную соль + 2HCl = MgCl
2
+ 2H
2
O + CO
2

Таким образом, взаимопревращения трех типов солей можно представить следующей схемой +Н
+
+Н
+
Основная соль  Нормальная соль  Кислая соль +ОН +ОН. Соли взаимодействуют между собой с образованием новых солей при этом одна из образующихся солей должна быть нерастворимой, например + NH
4
Cl = AgCl + NH
4
NO
3
;
CuCl
2
+ Na
2
S = CuS + 2NaCl.
5. Многие соли разлагаются при нагревании. Продуктами разложения многих солей являются оксиды. Например:
СaCO
3
=
T
CaO + CO
2
;
CuSO
4
=
T
CuO + Все важнейшие способы получения солей основаны на тех химических реакциях, которые были рассмотрены выше при изучении свойств оксидов, оснований, кислот и солей. Взаимодействие кислот и оснований (реакция нейтрализации. Взаимодействие основных или амфотерных оксидов скис- лотными:
BaO + CO
2
= BaCO
3
;
Cr
2
O
3
+ 3SO
3
= Cr
2
(SO
4
)
3 3. Взаимодействие основных или амфотерных оксидов скис- лотами + 2HCl = 2KCl + H
2
O;
ZnO + 2HNO
3
= Zn(NO
3
)
2
+ H
2
O.
4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами + N
2
O
5
= Ca(NO
3
)
2
+ H
2
O.
5. Взаимодействие щелочей с солями + SnCl
2
= 2LiCl + Sn(OH)
2

6. Взаимодействие солей с кислотами + H
2
SO
4
= BaSO
4

+ 2HCl;
K
2
CO
3
+ 2HCl = 2KCl + CO
2

+ H
2
O.
7. Взаимодействие двух различных солей + BaCl
2
= BaCO
3

+ 2NaCl.

30
8. Взаимодействие солей с металлами + Ni = NiCl
2
+ Cu.
9. Взаимодействие металлов с кислотами. При взаимодействии большинства кислот (кроме HNO
3
и конц. H
2
SO
4
) с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода,
наряду с солью образуется водород, например + H
2
SO
4
= ZnSO
4
+ Азотная кислота и концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами также образуют соли, но вместо водорода образуются другие продукты. Взаимодействие металлов с неметаллами. Этим способом могут быть получены соли некоторых бескислородных кислот + S = HgS;
2Fe + 3Cl
2
= 2FeCl
3
5.3. Генетическая связь между важнейшими классами
неорганических веществ
Многочисленные способы получения солей из веществ, принадлежащих к разным классам, свидетельствуют о том, что между этими классами неорганических веществ существует тесная взаимосвязь.
Связь между классами неорганических соединений, которая основана на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической.
Генетическая связь между важнейшими классами неорганических веществ может быть проиллюстрирована схемой, изображенной на рис. Рис. 2. Генетическая связь между важнейшими классами неорганических веществ
М еталл Основной оксид Основание Соль Нем еталл
К и слотн ы й оксид Кислота+ ООН ОНО Сходящиеся стрелки в этой схеме показывают образование солей при взаимодействии тех веществ, от которых они направлены. Данная схема иллюстрирует принципиально возможные,
типичные превращения, характерные для большинства представителей данного класса неорганических веществ.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ
САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ. Назовите важнейшие классы сложных неорганических веществ. Что такое оксиды Приведите примеры. Что такое основания Приведите примеры. Что такое кислоты Приведите примеры. Что такое амфотерные гидроксиды Приведите примеры. Что такое соли Приведите примеры. Напишите формулы оксидов, которым соответствуют следующие основания Mg(OH)
2
, LiOH, Fe(OH)
3
, Bi(OH)
3
, Cu(OH)
2 8. Напишите формулы оснований, которые соответствуют следующим оксидам NiO, K
2
O, Co
2
O
3
, CuO.
9. Что такое однокислотные, двухкислотные, трехкислотные, мно- гокислотные основания Приведите примеры. В каких формах можно записывать формулы амфотерных гидроксидов Приведите примеры. Какие соли образуются в результате неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками. С какими из следующих веществ будет реагировать оксид углерода (IV): Al, H
2
O, MgO, NaCl, AgNO
3
, NaOH, ZnO?
13. С какими из следующих веществ будет реагировать оксид цинка, P
2
O
5
, H
3
PO
4
, CaO, Ba(OH)
2
, N
2
, NO?
14. С какими из следующих оксидов будет реагировать соляная кислота С SiO
2
, CuO, SO
2
, Fe
2
O
3
, P
2
O
5
, CO
2
?
15. С помощью каких реакций можно получить оксид никеля (II)
NiO из сульфата никеля (II) NiSO
4
?
16. Могут ли одновременно находиться в растворе LiOH и NaOH;
KOH и SO
2
; Sr(OH)
2
и NO
2
; NaOH и P
2
O
5
; Ba(OH)
2
и CO
2
; и HCl; NaCl и NaOH; CaCO
3
и CO
2
?
17. Какие из перечисленных оснований могут быть получены взаимодействием соответствующего оксида с водой KOH, NaOH,
Cu(OH)
2
, Ca(OH)
2
, LiOH, Fe(OH)
3
, Ni(OH)
2
? Напишите уравнения возможных реакций

32
18. Какие из приведенных ниже гидроксидов растворяются в щелочах Mg(OH)
2
, Ni(OH)
2
, Zn(OH)
2
, Cd(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
,
Al(OH)
3
, Ca(OH)
2
, Sn(OH)
2
?
19. Можно ли приготовить растворы, которые содержали бы одновременно и NaOH; KAlO
2
и HCl? Ответ мотивируйте. Составьте уравнения соответствующих реакций. Катионы каких металлов образуют растворимые вводе соли с анионами практически всех кислот. Составьте уравнения реакций между кислотами и основаниями,
в результате которых образуются следующие соли Ni(NO
3
)
2
, K
2
S,
NaHCO
3
, Na
2
HPO
4 22. Какие соли образуются в результате неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металлов. Даны следующие вещества K
2
O, HCl, FeBr
3
, Cu(OH)
2
,
(CuOH)
3
PO
4
, HNO
3
, KI, MnSO
4
, NaHS. Выпишите формулы солей,
укажите тип каждой соли. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения) Al  Na[Al(OH)
4
]  Al(OH)
3
 Al
2
O
3
 Al
2
(SO
4
)
3
б) Mg  MgO  Mg(NO
3
)
2
 Mg(OH)
2
 MgCl
2
 MgCO
3


CO
2

в) Zn  ZnSO
4
 Zn(OH)
2
 Na
2
ZnO
2
 ZnCl
2
 ZnCO
3
где ж) S  SO
2
 SO
3
 H
2
SO
4
 K
2
SO
4
и) P  P
2
O
5
 H
3
PO
4
 NaH
2
PO
4
 Na
2
HPO
4
кл мн пр ст у) Cu(NO
3
)
2
 CuOHNO
3
 Cu(OH)
2
 CuO  CuSO
4 25. Предложите 8 способов получения хлорида натрия NaCl.
26. Даны вещества Zn, Cu, BaO, CO
2
, Al
2
O
3
, Ca(OH)
2
, Be(OH)
2
,
K
2
SO
4
, CH
3
COONH
4
, AgNO
3
, KHCO
3
, H
2
S. Выберите среди них такие,
которые могут взаимодействовать как с соляной кислотой, таки сводным раствором гидроксида натрия. Напишите уравнения соответствующих реакций

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

1   2   3