Лекция 3. План лекции

• Название: План лекции
• Дата: 06.11.2022
• Размер: 2.97 Mb.
• Имя файла: Лекция 3.ppt
• Тип: Лекции; #773112

Лекция 3.
Классы неорганических веществ

План лекции:

Классификация неорганических веществ.
Способы получения, номенклатура, физические и химические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов; амфотерных гидроксидов, кислот, оснований.
Генетическая связь между классами неорганических веществ.

Классификация неорганических веществ

Простые-
состоят из атомов одного химического элемента.


Сложные-
состоят из атомов разных элементов


Вещества

Простые вещества

Благородные газы
He,
Ne,
Ar,
Kr,
Xe,
Rn


Металлы
Na,
Fe,
Al,
Zn…


Неметаллы
O2,
H2,
Cl2,
S,
P,
C…

Сложные вещества

Оксиды


Гидроксиды


Соли


Кислоты


Основания


Амфотерные
гидроксиды

Свойства оксидов и гидроксидов

Свойства оксидов и гидроксидов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным, т.к. увеличивается положительная степень окисления элементов.
Na2 O, Mg+2O , Al2 O3
NaOН, Mg+2OН , Al(OН)3
В главных подгруппах основные свойства оксидов и гидроксидов возрастают сверху вниз.


+1


+3


+1


+3


щелочь


Слабое
основание


Амфотерный
гидроксид


основные амфотерный

Оксиды

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых – кислород со степенью окисления -2


Примеры CO2 оксид углерода (IV)
FeO оксид железа (II)


Общая формула:
ЭmOn


m число атомов элемента Э,
n – число атомов кислорода.


Называют так – «оксид элемента» (степень окисления), если она переменна.


Классификация оксидов по кислотно основным свойствам


Оксиды 1) несолеобразующие
N2O, NO, CO, SiO
2) Солеобразующие
Основные Амфотерные Кислотные
CaO ZnO P2O5
соответствуют соответствуют соответствуют
Основания кислоты
Ca(OH)2 H3 PO4


Оксиды неметаллов,
оксиды металлов
(с.о.+5,+6,+7)


Оксиды металлов
(с.о. +1,+2)


Оксиды металлов
(с.о. +3, +4),
а также оксиды
ВеО, ZnO, SnO, PbO

Оксиды

Несолеобразующие оксиды — оксиды, не проявляющие ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств и не образующие соли


Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или со щелочами с образованием соли и воды. Им соответствуют гидроксиды, содержащие элемент в той же степени окисления.

Основные оксиды

Общая формула Ме2О, МеО
Физические свойства
При комнатной температуре основные оксиды твердые, кристаллические вещества чаще всего нерастворимые в воде;
Окрашенные в различные цвета, например Cu2O – красного цвета, СаO – белого.


CaO


ВaO


CuO


Cu2O


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ (О.О.)


1) О.О. + кислота =соль + вода (реакция обмена)
CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2O
2) О.О. + кислотный оксид = соль
(реакция соединения)
СaO + SiO2 = CaSiO3
3) О.О.(раств) + вода = основание (щелочь)
(реакция соединения)
Na2О + H2O → 2NaOH
4) О.О. + амфотерный оксид = соль
Na2О + ZnO → Na2 ZnO2

Физические свойства кислотных оксидов

Агрегатное состояние различное: Р2О5 – твердый, SiO2 – твердый, СО2 – газообразный, SO3  – жидкий при комнатной температуре, затвердевающий уже при 17°С в твердую кристаллическую массу.
Имеют различный цвет.
Все кислотные оксиды, кроме SiO2, растворимы в воде.


Р2О5


SiO2


Химические свойства кислотных оксидов (К.О.)


1) К.О. + основание = соль + вода (реакция обмена)
CO2 + Mg(OН)2= MgCO3 + H2O
2) К.О. +О.О. = СОЛЬ (реакция соединения)
SO3 + MgO = MgSO4
3) К.О. + вода = кислота (кроме SiO2 )
(реакция соединения)
Р2O5 + 3H2O = 2H3РO4

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства.
Примеры: ZnO, Al2O3, Cr2O3, V2O3
Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Амфотерные оксиды

Al2O3 (оксид алюминия) очень твердые прозрачные кристаллы. Температура плавления – 2053 °C, температура кипения – 3000 °C.


Cr2O3 (оксид хрома(III)) –кристаллы зеленого цвета, нерастворимые в воде.
Используют как пигмент при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики.
ZnO (оксид цинка) – бесцветный кристаллический порошок, нерастворимый в воде. Используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила)


Оксид алюминия как минерал называется корунд.
Крупные прозрачные кристаллы корунда используются как драгоценные камни. Из-за примесей корунд бывает окрашен в разные цвета: рубин, сапфир.

Какие элементы периодической системы образуют амфотерные соединения?

Металлы


Неметаллы, исключая элементы побочных подгрупп


Элементы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды


Амфотерные оксиды


Обозначения:
основные оксиды амфотерные оксиды кислотные оксиды

Химические свойства амфотерных оксидов

Основные свойства
С кислотами: ZnO + 2НСl → ZnСl2 + Н2О
С кислотными оксидами: ZnO+ SiO2 = ZnSiO3
силикат цинка


Кислотные свойства
С основаниями: ZnO + 2NaОН = Na2ZnO2 +Н2О
цинкат натрия
2. С основными оксидами: ZnO + MgО = MgZnO2

Способы получения оксидов

1) Взаимодействие простых веществ с кислородом.
S + O2—› SO2
4Al + 3O2 —› 2Al2O3
2) Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями.
C + 4HNO3(р-р) —› СO2 + 4NO2 + H2O
Cu + 4HNO3(конц.) —› Cu(NO3)2 + 2NO2 + + 2H2O
Na2SO3 + 2H2SO4—› 2NaHSO4 + SO2 + H2O
3) Горение
сложных веществ: СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
простых веществ: 2Mg + О2 = 2MgО

Способы получения оксидов

4) Термическое разложение
Нерастворимых оснований
Cu(OН)2=CuО + H2O
CaCO3 = CaO + CO2
Mg(OH)2 = MgO + H2O
2. Некоторых кислот
H2SiO3 = SiO2 + H2O
2H3BO3 = B2O3 + H2O
3. Некоторых солей
СаСО3= СО2 + Н2О

Гидроксиды

Гидроксиды– это неорганические соединения, содержащие в составе гидроксильную группу (-ОН )


Общая формула:


Э(ОН)n


где Э – элемент (металл или неметалл)

Классификация гидроксидов

Гидроксиды


Основания


Кислоты


Ca(ОН)2, Fe(OН)3
Cu(ОН)2
NaОН


Fe(OН)3, Al(OН)3
Zn(OН)2, Be(OН)2


Н2SO4, НClO4,
Н2WO4, Н2СО3


Амфотерные
гидроксиды

Основания

Основания– это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одного или нескольких гидроксид-ионов (ОН )


-


М(ОН)n


где М – металл, n – число групп ОН и в то же время заряд иона металла


NaOH Ca(OH)2 Fe(OH)3


+


+2


+3


Называем: гидроксид металла

Классификация оснований

по растворимости
в воде


по числу
гидроксильных
групп


ОСНОВАНИЯ


Основания.
Гидроксиды щелочных металлов


Общая формула – МеОН
Щелочи.
Белые кристаллические вещества, гигроскопичны, хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). Растворы мылкие на ощупь, очень едкие.
NaOH – едкий натр
КОН – едкое кали
LiOH - гидроксид лития
Основные свойства усиливаются в ряду:
LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH


Гидроксиды металлов IIА группы


Общая формула – Ме(ОН)2
Белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Ве(ОН)2 – в воде нерастворим.
Основные свойства усиливаются в ряду:
Ве(ОН)2→ Mg(ОН)2 → Ca(ОН)2 → Sr(ОН)2 → Вa(ОН)2
Ве(ОН)2 – амфотерный гидроксид
Mg(ОН)2 – слабое основание
Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2 – сильные основания – щелочи.

Химические свойства растворимых оснований

Изменяют цвет индикаторов:
Лакмус – на синий
Фенолфталеин – на малиновый
Метил-оранж – на желтый


2. Взаимодействуют со всеми кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HCl → NaCl + H2O
3. Взаимодействуют с кислотными оксидами.
2NaOH + SO3 → Na2SO4 + H2O
4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок
2 NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + Na2SO4


5. Взаимодействуют с некоторыми неметаллами (серой, кремнием, фосфором)
2 NaOH +Si + H2O → Na2SiO3 + 2H2↑
6. Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами
2 NaOH + Zn(ОН)2 → Na2[Zn(OH)4]

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации)
Fe(OH) 2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O


2. Разложение при нагревании. Нерастворимые основания при нагревании разлагаются на основный оксид и воду:


t o
Cu(OH)2↓ → CuO + H2O

Способы получения растворимых оснований (щелочей)

1. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов их оксидов с водой
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
СаO + H2O = Са(OН)2

Способы получения нерастворимых оснований

2. Взаимодействие раствора щелочи с раствором соли


3NaOH + АlCl3 = Al(OH)3 + 3NaCl


2NaОН + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4

Кислоты

Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков.
При электролитической диссоциации кислот в водном растворе образуются катионы водорода и анион кислотного остатка
НСl H++ Сl - H2SO4 3H++PO43-

Физические свойства кислот

При обычных условиях кислоты могут быть жидкими и твердыми (борная, ортофосфорная, вольфрамовая)
Кислоты –едкие жидкости (кроме кремневой), с кислым вкусом, без запаха, разъедают многие вещества, ткани.

Классификация кислот

Признаки классификации	Группы кислот	Примеры
Наличие кислорода в кислотном остатке	А) кислородные; Б) бескислородные	А) H3PO4, H2SO4; ,Б) HBr, H2S
Основность	А) одноосновные; Б) многоосновные	А) HNO3, HCl; Б) H2SO4, H3PO4
Растворимость в воде	А) растворимые; Б) нерастворимые	А) HNO3, HCl; Б) H2SiO3
Летучесть	А) летучие; Б) нелетучие	А) H2S, HNO3 Б) H2SO4, H3PO4
Степень диссоциации	А) сильные; Б) слабые	А) HNO3, HCl; Б) H2SO3, H2CO3
Стабильность	А) стабильные; Б) нестабильные	А) H2SO4, HCl Б) H2SO3, H2CO3

Названия распространенных кислот

Формула	Название
HCL	Хлороводородная (соляная)
H2S	Сероводородная
HBr	Бромоводородная
HNO3	Азотная
HNO2	Азотистая
H2SO4	Серная
H2SO3	Сернистая
H2CO3	Угольная
H2SiO3	Кремниевая
H3PO4	Фосфорная
HF	Фтороводородная (плавиковая)

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание = соль + вода
H2SO4 +2 NaOH = Na2SO4 + 2H2O
2. Кислота + оксид металла = соль + вода
2 HCL+CuO = CuCL2 + H2O

Типичные реакции кислот

3. Кислота + металл = водород + соль
2HCL +Zn = ZnCL2 + H2
Условия: - в ряду напряжений металл должен стоять до водорода в результате реакции должна получиться растворимая соль
4. Кислота + соль = новая кислота + новая соль
Условия: - в результате реакции должны получиться газ, осадок или вода.
BaCL2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCL

Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой
SO3 + H2O = H2SO4; CO2 + H2O = H2CO3;
2. Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой
NaCl + H2SO4(конц.) = HCl + Na2SO4
3. Гидролиз галогенидов или солей
PCl5 + 4H2O = 3H3PO4 + 5HCl
4. Из простых веществ (для бескислородных кислот)
H2 + Cl2 = HCl
H2 + S = H2S

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называются гидроксиды , которые в зависимости от условий могут быть как донорами катионов водорода и проявлять кислотные свойства, так и их акцепторами, проявляя основные свойства.

Амфотерные гидроксиды

Al(OH)3


=


H3AlO3


AlO3H3


=


=


Кислота


Основание


Гидроксид алюминия можно записать как основание и как кислоту


Некоторые гидроксиды с кислотно-основными свойствами:

элемент	Гидроксид-основание	Гидроксид-кислота
Ве	Ве(ОН)2	Н2ВеО2
Zn	Zn(OH)2	H2ZnO2
Al	Al(OH)2	H3AlO3- алюминивая кислота (ортоформа). HAlO2 – метаалюминиевая кислота (метаформа)
Cr	Cr(OH)3	H3CrO3-хромовая кислота (ортоформа) HCrO2- метахромовая кислота (метаформа)
Pb	Pb(OH)4 PbO(OH)2 (PbO nH2O)	H4PbO4 – (ортоформа) H2PbO3- (метаформа)

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Основные свойства
С кислотами: Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 +3H2O


Кислотные свойства
С основаниями:
H3AlO3 + 3NaOH = Na3AlO3+3H2O


Хлорид алюминия


Алюминат натрия

Способы получения амфотерных гидроксидов

Осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента
AlCl3 + NаOH = Al(OH)3 + 3NаCl
ZnCl2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KCl.

Соли

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков.
Ba SO4 K 3 N Na3PO4


Соли образуются при замещении атомов
водорода в кислоте на ионы металлов.
Например:
HCl Na Cl HNO3 NaNO3
H2S Na2S H2SO4 Na2SO4

Номенклатура солей

Название Соли

Название кислотного остатка

Название металла в родительном падеже

+


=

Названия солей бескислородных кислот

называем неметалл ( латинское название) с суффиксом – ид (в им. падеже);
Металл (в род. падеже).
NaCl – хлорид натрия
Al2S3 – сульфид алюминия
FeBr2 – бромид железа (II)
FeBr3 – бромид железа (III)

Названия солей кислородсодержащих кислот

Называем ион кислотного остатка (в именительном падеже);
с суффиксами:
-ат для высшей степени окисления;
-ит для низшей степени окисления.;
Называем металл (в родительном падеже).
Na2SO4– сульфат натрия
Na2SO3 - сульфит натрия
Fe (NO2)2 – нитрит железа (II)
Fe (NO3) 3 – нитрат железа (III)

Номенклатура солей

F –
Cl –
Br –
I –
S 2-
SO3 2-
SO4 2-
CO3 2-
SiO3 2-
NO3 –
NO2 –
PO4 3-
PO3 –
ClO4 –


Na F Фторид натрия
NaCl Хлорид натрия
NaBr Бромид натрия
Na I Иодид натрия
Na2S Сульфид натрия
Na2SO3 Сульфит натрия
Na2SO4 Сульфат натрия
Na2CO3 Карбонат натрия
Na2SiO3 Силикат натрия
Na NO3 Нитрат натрия
Na NO2 Нитрит натрия
Na3PO4 Ортофосфат натрия
Na PO3 Метафосфат натрия
NaClO4 Хлорат натрия

Алгоритм составления формулы соли бескислородной кислоты

Первое действие: записываем
степени окисления элементов,
находим наименьшее общее кратное
Al3+ S2-
Второе действие: находим
индекс алюминия
6 : 3 = 2
Третье действие: находим
индекс серы +3 2 -
6 : 2 = 3 Al2 S3


6

Алгоритм составления формулы соли кислородсодержащей кислоты

Первое действие: находим
наименьшее общее кратное
Второе действие: находим Ca2+ (PO4)3-
индекс кальция
6 : 2 = 3
Третье действие: находим
индекс кислотного остатка 2 + 3 -
6 : 3 = 2 Ca3 (PO4)2


6

Физические свойства

Растворимые
NaCl
Поваренная соль


Соли – кристаллические вещества, в основном белого цвета. Соли железа – желто - коричневого цвета. Соли меди – зеленовато-голубого цвета.
По растворимости в воде соли делят
(смотри таблицу растворимости):


Нерастворимые
CaCO3
Мел, мрамор, известняк


Малорастворимые
CaSO4
Безводный гипс

Типы солей

Нормальные (средние) -это соли, в которых все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла.
NaCl, Na2SO4, Na3PO4
Кислые - это соли, в которых атомы водорода замещены только частично.
NaHSO4, Na2HPO4, NaH2PO4
Основные - это соли, в которых группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.
MgOHCl, Al(OH)2NO3
Двойные (смешанные) - это соли, в которых содержится два разных катиона и один анион.
KAl(SO4)2, Fe(NH4)2(SO4)2
Комплексные - это соли, в состав которых входит комплексный йон.
Na2[Zn(OH)4], K3[Fe(CN)6]

Химические свойства

Соли реагируют с металлами( исключения активные металлы: Li, Na, K, Ca, Ba - которые при обычных условиях реагируют с водой):
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Соли реагируют с кислотами:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
Карбонаты, сульфиты разлагаются при нагревании:
СaCO3 = CaO + CO2

Химические свойства

Соли реагируют с некоторыми кислотными оксидами:
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2
Соли реагируют с другими солями с образованием новых нерастворимых солей:
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Соли реагируют с растворимыми основаниями с образованием нерастворимого основания:
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl

Получение солей

Взаимодействие металлов и неметаллов:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Взаимодействие кислотных оксидов с основными и амфотерными оксидами:
CaO + CO2 = CaCO3
ZnO + SiO2 = ZnSiO3
Взаимодействие двух разных солей с образованием новой нерастворимой соли:
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3 + 2NaCl
Взаимодействие оснований и кислот:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Взаимодействие более активного металла с солями:
FeCl2 + Zn = ZnCl2 + Fe
Действие кислот на металлы, стоящие в ряду напряжений металлов до H2 :
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Генетическая связь

Связь между классами неорганических соединений, основанная на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической.

Генетическая связь между классами неорганических соединений

МЕТАЛЛ


СОЛЬ


КИСЛОТНЫЙ
ОКСИД


КИСЛОТА


+


+


Генетическая связь отражается в генетических рядах. В состав любого генетического ряда входят вещества различных классов неорганических соединений.
Генетический ряд металла показывает:
Металл → Основной оксид → Соль → Основание → Новая соль.
Уравнения реакций к генетическому кальция Ca → CaO → Ca(OH)2 → CaCO3 :
2Ca + O2 = 2 CaO
CaO + H2O = Ca(OH)2
Ca(OH)2 + H2CO3 = CaCO3 + 2H2O


Генетический ряд неметалла отражает такие превращения:
Неметалл→ Кислотный оксид →Кислота → Соль.
Уравнения реакций к генетическому ряду углерода C → CO2 → H2CO3 → CaCO3:

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ!