Классификация оксидов. Тема 1 ОКСИДЫ. Оксиды это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним
 Скачать 459.78 Kb.
|
|
Оглавление 1. Оксиды 2. Основания 3. Кислоты 4. Соли 5. Закономерности изменения свойств веществ 1. Оксиды Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. В названии этих соединений сначала указывается слово «оксид», а затем в родительном падеже название элемента (ВаО – оксид бария), если элемент образует несколько оксидов, то после названия в скобках указывается его валентность (FеО – оксид железа (II)). Классификация оксидов Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. К несолеобразующим относятся оксиды, не образующие ни кислот, ни оснований. Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды - это оксиды металлов в низших степенях окисления (например, Na 2 O, CaO), в реакциях эти оксиды проявляют основные свойства, им соответствуют основания. Кислотные оксиды - это оксиды металлов и неметаллов в высших степенях окисления (например, SO 3 , Mn 2 O 7 ), в реакциях эти оксиды проявляют кислотные свойства, им соответствуют кислоты. Амфотерные оксиды - это оксиды металлов в промежуточных степенях окисления (например, ZnO, Al 2 O 3 ), в реакциях эти оксиды могут проявлять кислотные и основные свойства, им соответствуют и кислоты и основания. Получение оксидов 1. горение простых веществ: 2Mg + O 2 → 2MgO 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 2. окисление сложных веществ: 2CuS + 3O 2 → 2CuO + 2SO 2 CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O 3. разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании: Cu(OH) 2 – t° → CuO + H 2 O 2Pb(NO 3 ) 2 – t° → 2PbO + 4NO 2 + O 2 ↑ H 2 SiO 3 – t° → H 2 O = SiO 2 4. разложение высших оксидов и окисление низших оксидов: 2CO + O 2 → 2CO 2 4CrO 3 → 2Cr 2 O 3 + 3O 2 ↑ 5. вытеснение летучего оксида менее летучим из солей: Na 2 CO 3 + SiO 2 – t° → Na 2 SiO 3 + CO 2 ↑ Химические свойства 1. оксиды могут быть восстановлены до простых веществ при взаимодействии с углеродом, водородом и др.: P 2 O 5 + 5C → 2P + 5CO 2. взаимодействуют с водой: а) из основных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов с образованием соответствующих оснований: Na 2 O + H 2 O → 2NaOH CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 б) кислотные оксиды практически все непосредственно взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот: Mn 2 O 7 + H 2 O → 2HMnO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 в) амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют. 3. взаимодействуют с кислотами и основаниями: а) основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей: MgO + H 2 SO 4 → MgSO 4 + H 2 O CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O б) кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей: CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O SO 2 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O в) амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и со щелочами с образованием солей: ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O 4. основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей: Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3 СаО + SO 3 → СaSO 4 2. Основания Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН¯. При написании названий сначала указывают слово «гидроксид», а затем название металла в родительном падеже (КОН – гидроксид калия), если металл образует основания переменного состава, то после названия в скобках указывается его валентность (Fе(ОН) 3 – оксид железа (III)). Классификация оснований Основания делятся на растворимые и нерастворимые, растворимые в воде основания щелочных и щелочно-земельных металлов называют щёлочами, например NaOH, Ba(OH) 2 . Выделяют еще амфотерные основания (они являются нерастворимыми), которые проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот, например Al(OH) 3 , Zn(OH) 2 Получение оснований 1. реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных) с водой: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ↑ Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 ↑ 2. взаимодействие оксидов активных металлов с водой: BaO + H 2 O → Ba(OH) 2 3. электролиз водных растворов солей: 2NaCl + 2H 2 O – эл-з → 2NaOH + H 2 ↑ + Cl 2 ↑ 4. реакции обмена между солями и основаниями: Fe(NO 3 ) 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3 Химические свойства 1. щелочи действуют на индикаторы, изменяя их окраску: лакмус становится синим, метилоранж – жёлтым, фенолфталеин - малиновым 2. взаимодействуют с кислотными оксидами: 2KOH + CO 2 → K 2 CO 3 + H 2 O Сu(OH) 2 + SO 3 → CuSO 4 + H 2 O 3. взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации): NaOH + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O Cu(OH) 2 + 2HCl → CuCl 2 + 2H 2 O 4. щелочи взаимодействуют с амфотерными оксидами: 2КОН + ZnO → K 2 ZnO 2 + H 2 O 5. щелочи взаимодействуют с солями, если в результате образуется малорастворимое соединение: Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 → 2KOH + BaSO 4 ↓ 3KOH+Fe(NO 3 ) 3 → Fe(OH) 3 ↓ + 3KNO 3 6. нерастворимые основания разлагаются при нагревании: Cu(OH) 2 – t° → CuO + H 2 O 7. амфотерные основания могут взаимодействовать и с кислотами и с основаниями: 2HNO 3 + Zn(OH) 2 → Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O (Zn(OH) 2 реагирует как основание) 2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (Zn(OH) 2 реагирует как кислота) 3. Кислоты Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода H + . Классификация кислот 1. по составу кислоты разделяются на бескислородные (HCl) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 ). 2. по числу атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты разделяются на одноосновные (HNO 3 ), двухосновные (H 2 SO 4 ) и трёхосновные (H 3 PO 4 ). 3. по степени диссоциации кислоты разделяют на сильные – практически полностью диссоциируют на ионы в водных растворах (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 , HMnO 4 , H 2 CrO 4 ) и слабые – в незначительной степени диссоциируют на ионы в водных растворах (HF, НСN, H 2 S, HNO 2 , CH 3 COOH, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 ). Названия кислот производят от названия элемента, образующего кислоту. В случае бескислородных кислот к названию кислотообразующего элемента добавляют «-водородная»: HCl – хлороводородная кислота. Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления элемента- кислотообразователя. В порядке уменьшения степени окисления кислотообразующего элемента названия кислот образуют добавлением «-ная» (или «-овая»), «-оватая», «-истая», «-оватистая»: HClO 4 – хлорная, HClO 3 – хлорноватая, НClO 2 – хлористая, НClO – хлорноватистая. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то в случае высшей степени окисления к названию элемента добавляют «-ная» (или «-овая»), для низшей степени окисления – «-истая»: HNO 3 – азотная, HNO 2 – азотистая. Наиболее важные кислоты Бескислородные: Название соли HCl – хлороводородная (соляная) одноосновная хлорид HBr – бромоводородная одноосновная бромид HI – йодоводородная одноосновная йодид HF – фтороводородная (плавиковая) одноосновная фторид НСN – циановодородная (синильная) одноосновная цианид H 2 S – сероводородная двухосновная сульфид Кислородсодержащие: HNO 2 – азотистая одноосновная нитрит HNO 3 – азотная одноосновная нитрат HClO 4 – хлорная одноосновная перхлорат HMnO 4 – марганцовая одноосновная перманганат CH 3 COOH – уксусная одноосновная ацетат H 2 SO 3 – сернистая двухосновная сульфит H 2 SO 4 – серная двухосновная сульфат H 2 CrO 4 – хромовая двухосновная хромат H 2 CO 3 – угольная двухосновная карбонат H 2 SiO 3 – кремниевая двухосновная силикат H 3 PO 4 – ортофосфорная трёхосновная ортофосфат Получение кислот 1. взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот): SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 2. взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот): H 2 + Cl 2 → 2HCl H 2 + S → H 2 S 3. взаимодействие соли с кислотой, если в результате происходит образование летучих или малорастворимых соединений: Na 2 S + 2HCl → 2NaCl + H 2 S↑ Ba(NO 3 ) 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HNO 3 Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl Химические свойства кислот 1. действуют на индикаторы, изменяя их окраску: лакмус становится красным, метилоранж – розовым 2. взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода (для растворов кислот-неокислителей): Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ↑ 2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 ↑ 3. взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами: CuO + 2HNO 3 – t° → Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O 4. взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации): H 2 SO 4 + 2KOH → K 2 SO 4 + 2H 2 O 2HNO 3 + Ca(OH) 2 → Ca(NO 3 ) 2 + 2H 2 O 5. взаимодействуют с солями, если в результате выделяется газ или образуется осадок: H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ +2HCl 2HCl + K 2 CO 3 → 2KCl + H 2 O + CO 2 ↑ 6. кислородсодержащие кислоты при нагревании разлагаются: Н 2 SiO 3 – t° → SiO 2 ↓ + H 2 O 4. Соли Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы, отличные от ионов водорода Н + , и анионы, отличные от гидроксид-ионов ОН¯. Классификация солей Средние (нормальные) соли – это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атомы металла (Na 2 SO 4 , CaCl 2 ). Названия средних солей составляют из названия аниона в именительном падеже и названия катиона металла в родительном падеже. Название аниона образуют с помощью латинского названия кислотообразующего элемента и суффикса, который зависит от степени окисления этого элемента : «-ат» для высшей степени окисления, «-ит» для более низшей степени окисления, «-ид» в случае бескислородных кислот: Na 2 SO 4 – сульфат натрия, CaCl 2 – хлорид кальция. Названия анионов некоторых кислот приведены выше. Кислые соли – это продукты частичного замещения атомов водорода (Н) в молекуле кислоты на атомы металла (КHCO 3 , NaН 2 РО 4 ). Названия кислых солей образуют путем добавления к названию аниона приставки «гидро-», обозначая количество незамещенных атомов водорода греческими числительными: КHCO 3 – гидрокарбонат калия, NaН 2 РО 4 – дигидрофосфат натрия. Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп (OH) в молекуле основания на кислотный остаток (Al(OH) 2 Cl, (MgOH) 2 SO 4 ). Названия основных солей образуют путем добавления к названию катиона приставки «гидроксо-», обозначая количество незамещенных гидроксильных групп греческими числительными: Al(OH) 2 Cl – хлорид дигидроксоалюминия, (MgOH) 2 SO 4 – сульфат гидроксомагния. Двойные соли – это продукты, образовавшиеся при взаимодействии двух металлов и одной кислоты: KAl(SO 4 ) 2 – сульфат калия-алюминия. Смешанные соли – это продукты, образовавшиеся при взаимодействии двух кислот и одного металла: AlClSO 4 – хлорид-сульфат алюминия. Комплексные соли – это соли, содержащие в своем составе комплексные ионы: [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl – хлорид диамминсеребра, K 4 [Fe(CN) 6 ] – гексацианоферрат(II) калия. Получение солей 1. взаимодействие металла с неметаллом: 2Na + Cl 2 → 2NaCl 2. взаимодействие металла с кислотой: Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ↑ 3. взаимодействие металла с раствором соли менее активного металла: Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓ 4. взаимодействие основного оксида с кислотным оксидом: MgO + CO 2 → MgCO 3 5. взаимодействие основного оксида с кислотой: CuO + H 2 SO 4 – t° → CuSO 4 + H 2 O 6. взаимодействие основания с кислотным оксидом: Ba(OH) 2 + CO 2 → BaCO 3 ↓ + H 2 O 7. взаимодействие основания с кислотой: Ca(OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2 O 8. взаимодействие соли с кислотой: MgCO 3 + 2HCl → MgCl 2 + H 2 O + CO 2 ↑ BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl 9. взаимодействие раствора основания с раствором соли: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 → 2NaOH + BaSO 4 ↓ 10. взаимодействие растворов двух солей: 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 6NaCl 11. кислые соли можно получить при взаимодействии избытка кислоты с основанием, основания с избытком кислотного оксида или средней соли с кислотой: KOH + H 2 SO 4 (изб) → KHSO 4 + H 2 O Ca(OH) 2 + 2CO 2 (изб) → Ca(HCO 3 ) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 3 PO 4 → 3Ca(H 2 PO 4 ) 2 Для перевода кислой соли в среднюю к ней добавляют щелочь: Ca(H 2 PO 4 ) 2 + 2Ca(OH) 2 → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 4H 2 O 12. основные соли можно получить при взаимодействии избытка основания с кислотой или растворов щелочей с растворами средних солей металлов: 2Ca(OH) 2 (изб) + H 2 SO 4 → (CaOH) 2 SO 4 + 2H 2 O AlCl 3 + 2NaOH(изб) → Al(OH) 2 Cl + 2NaCl Для перевода основной соли в среднюю к ней добавляют кислоту: (MgOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 → 2MgSO 4 + 2H 2 O Химические свойства солей: 1. термическое разложение: CaCO 3 (мел, мрамор, известняк) – t° → CaO + CO 2 ↑ 2Cu(NO 3 ) 2 – t° → 2CuO + 4NO 2 ↑ + O 2 ↑ Ca(HCO 3 ) 2 – t° → CaCO 3 ↓ + CO 2 ↑ + H 2 O 2.взаимодействие с металлами, при этом более активный металл вытесняет менее активный металл из солей: Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu↓ 3. взаимодействие с кислотами, основаниями и другими солями (реакция возможна, если образуется осадок, выделяется газ или образуется вода): AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3 SnOHCl + HCl → SnCl 2 + H 2 O Fe(NO 3 ) 3 + 3NaOH → Fe(OH) 3 ↓ + 3NaNO 3 Ba(HCO 3 ) 2 + Ba(OH) 2 → 2BaCO 3 ↓ + 2H 2 O CaCl 2 + Na 2 SiO 3 → CaSiO 3 ↓ + 2NaCl 5. Закономерности изменения свойств веществ Закономерное изменение кислотно-основных свойств соединений зависит от степени окисления элемента и радиуса его иона. При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и увеличивается сила соответствующей кислоты. MnO (Mn +2 ) основной оксид Mn(OH) 2 основание Mn 2 O 3 (Mn +3 ) амфотерный оксид с преобладанием основных свойств Mn(OH) 3 амфотерное основание MnO 2 (Mn +4 ) амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств Mn(OH) 4 амфотерное основание MnO 3 (Mn +6 ) кислотный оксид H 2 MnO 4 слабая кислота Mn 2 O 7 (Mn +7 ) кислотный оксид НMnO 4 сильная кислота В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств высших оксидов и увеличение силы соостветствующих килот. 11 Na Na 2 O основной оксид NaOH сильное основание (щелочь) 12 Mg MgO основной оксид Mg(OH) 2 слабое основание 13 Al Al 2 O 3 амфотерный оксид Al(OH) 3 амфотерное основание 14 Si SiO 2 кислотный оксид H 2 SiO 3 очень слабая кислота 15 P P 2 O 5 кислотный оксид H 3 PO 4 кислота средней силы 16 S SO 3 кислотный оксид H 2 SO 4 сильная кислота 17 Cl Cl 2 O 7 кислотный оксид HClO 4 очень сильная кислота В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление основных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих оснований. B B 2 O 3 кислотный оксид Al Al 2 O 3 амфотерный оксид Ga Ga 2 O 3 амфотерный оксид In In 2 O 3 амфотерный оксид с преобладанием Tl Tl 2 O 3 основной оксид H 3 BO 3 слабая кислота Al(OH) 3 амфотерное основание Ga(OH) 3 амфотерное основание основных свойств In(OH) 3 амфотерное основание Tl(OH) 3 основание |