1 Лекция 1 Классы неорганических

1 Лекция 1 Классы неорганических веществ Доцент, кандидат химических наук Бурчаков Александр Владимирович

3 тетради: Лекции – 96 листов Лабораторные работы – 48 листов Домашние работы – 12 -18 листов 2

Курс лекций (9 лекций): 1. «Классы неорганических соединений» ; 2. Продолжение темы «Классы неорганических соединений» + тема «Химический эквивалент» 3. «Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)» 4. «Электролитическая диссоциация, p. H раствора, реакции ионного обмена, гидролиз солей» 5. «Энергетика химических реакций» 6. «Скорость (кинетика) химических реакций» 7. «Электрохимия» (Гальванический элемент+электролиз) 8. «Коррозия металлов» 9. «Металлы» Из курса выпадают темы «Строение атома» , «Химическая связь и комплексные соединения» и «Жесткость воды» . 3

4 Литература: 1. И. К. Гаркушин, Н. И. Лисов, А. В. Немков. Общая химия. 2. Н. Л. Глинка. Общая химия. 3. Я. А. Угай. Общая и неорганическая химия. М. : ВШ, 1997 г. 4. Карапетьянц М. Х. , Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. М. : Химия. 5. Коровин Н. В. Общая химия. 6. Глинка Н. Л. Задачник по общей и неорганической химии. 7. О. В. Лаврентьева, И. К. Гаркушин, О. Ю. Калмыкова. Справ. по общей и неорган. химии. 8. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия, 2001 г. 9. Стёпин Б. Д. , Цветков А. А. Неорганическая химия, 1994 г.

5 Неорганические вещества Простые вещества Сложные вещества соединения Металлы Основные Кислотные Неметаллы Амфотерные Оксиды Смешанные Амфотерные (амфигены) Несолеобразующие Инертные газы Основания Кислоты Гидроксиды Многоэлементные соединения Амфотерные Схема Средние Кислые Соли классификации Основные Двойные неорганических Смешанные Комплексные соединений Гидриды Нитриды Карбиды Фосфиды Бинарные двухэлементные Халькогениды соединения Галогениды Интерметаллиды

Неорганические вещества Простые вещества Сложные вещества (соединения) Металлы Na, К, Mg, Ca, Ba Неметаллы S, Cl 2, O 2, N 2 Амфотерные(амфигены) Al, Pb, Fe, Cr, Zn Инертные газы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 6

7 Оксиды Классификация Солеобразующие Несолеобразующие -основные (о. о. ) (индифферентные) -кислотные (к. о. ) N 2 O, NO, Si. O, SO, CO -амфотерные (а. о. ) (р-элементы +1, +2)

Основные оксиды Са. О + Н 2 О → Са(ОН)2 Кислотные оксиды SO 3 + Н 2 O = Н 2 SO 4 Амфотерные оксиды 8

9 Na Mg═O O═ ― Na ―O C═ O o. о. s – Na 2 O, Ca. O (кроме Be) d – Cr. O, Fe. O, Cu 2 O, Cu. O f – U 2 O к. о. p – неметаллы +3, +4, +5, +6, +7 SO 2, SO 3, Si. O 2, N 2 O 5 d - +6, +7 Cr. O 3, Mn 2 O 7 a. о. p – Me Al 2 O 3, Sn. O 2, Pb. O 2 d- Cr 2 O 3, Mn. O 2, Fe 2 O 3 s- Be. O

Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла основные амфотерные кислотные Cr+2 O Сr 2+3 О 3 Сr+6 О 3 Mn+2 O Мn+4 О 2 Мn+6 О 3 Мn 2+3 О 3 Мn 2+7 О 7 10

Пероксиды Na―O―O―Na Надпероксиды КO 2, группировка атомов O 2 имеет заряд – -1 (ст. ок. кислорода равна -1/2). Озониды В озонидах (КO 3) группировка атомов O 3 имеет заряд -1 (степень окисления кислорода -1/3) 11

Смешанные оксиды Pb 2 O 3, Mn 3 O 4, Fe 3 O 4 Pb 2 O 3 ≡ Pb. O 3 – соль кислоты Н 2 Pb. O 3; Mn 3 O 4 ≡ Mn 2 Mn. O 4 – соль кислоты Н 4 Mn. O 4 ; Fe 3 O 4 ≡ Fe (Fe. O 2)2 – соль кислоты HFe. O 2. 12

13 Способы получения оксидов 1. Взаимодействие простых веществ с кислородом 2 Mg + O 2 → 2 Mg. O S + O 2 → SO 2 2. Разложение гидроксидов Mg(ОН)2 → Mg. О + Н 2 О Нg(ОН)2 → Нg. О + Н 2 О

14 3. Разложение кислот 4 HNO 3 = 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 2 H 3 BO 3 = B 2 O 3 +3 H 2 O 4. Разложение солей Са. СО 3 = Сa. О + CO 2 Fe 2 (SO 4)3 = Fe 2 O 3 +3 SO 3

15 5. Разложение оксидов 4 Сr. O 3 = 2 Cr 2 O 3 +3 O 2 и окислением оксидов 6 Pb. O + O 2= 2 Pb 3 O 4 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 6. Вытеснение оксидов из солей Co. SO 4 + B 2 O 3 = Co(BO 2)2 + SO 3

7. Взаимодействие кислот, обладающих окислительными свойствами, с металлами и неметаллами Сu + 4 HNO 3 = Cu(NO 3)2 + 2 NO 2 +2 H 2 O C + 2 H 2 SO 4 = CO 2 + 2 SO 2 +2 H 2 O 16

17

18 Химические свойства оксидов Са. О + Н 2 О = Сa(ОН)2 SО 3 + H 2 O = H 2 SO 4 Са. О + SO 3 = Ca. SO 4 Са. О + H 2 SO 4 = Ca. SO 4 + Н 2 О SО 3 + Са(ОН)2 = Ca. SO 4 + Н 2 О

Амфотерные: Zn. O + SO 3 = Zn. SO 4 Zn. O + 2 HCl = Zn. Cl 2 + H 2 O Zn. O + 2 Na. OH = Na 2 Zn. O 2 + H 2 O Zn. O + 2 Na. OH + H 2 O = Na 2[Zn(OH)4] 19

20 Кислоты 1) растворимые и нерастворимые HCI H 2 Si. O 3 HNO 3 H 2 Sn. O 3 2) кислородсодержащие - H 2 SO 4, HNO 3 бескислородные - HCI, HCN

3) одноосновные - HCI, HNO 3, HNO 2 ⇄ H+ + NO 2 - двухосновные - H 2 S, H 2 SO 4, I H 2 S ⇄ H+ + HS- II HS- ⇄ H+ + S 2 -

трехосновные - H 3 РO 4 многоосновные 22

23 4) сильные HCI, HNO 3 слабые H 2 SO 3, HNO 2 5) орто- и метакислоты ортомышьяковая метамышьяковая +5 H 3 As. O 4 HAs. O 3

Примеры названий кислот и структурно- графические формулы HBr HNO 2 HNO 3 HBr. O 2 HBr. O 3

25

26 Способы получения кислот Бескислородные кислоты 1. Взаимодействие неметаллов с водородом Н 2 + Cl 2 = 2 HCl Н 2 + S = H 2 S 2. Взаимодействие солей с кислотами Fe. S (тв) + H 2 SO 4 = H 2 S + Fe. SO 4

Кислородсодержащие кислоты 1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой SO 3 + Н 2 О = H 2 SO 4 Р 2 О 5 + 3 Н 2 О = 2 Н 3 РО 4 2. Взаимодействие солей с кислотами Na 2 Si. O 3 + 2 HCl = H 2 Si. O 3 + 2 Na. Cl Са 3(РО 4)2 + 3 H 2 SO 4 = 2 Н 3 РО 4+ 3 Ca. SO 4 27

3. Окисление некоторых простых веществ So + 2 HNO 3 = H 2 S 6+O 4+ 2 NO (разб. ) 3 Р°+ 5 НNО 3 + 2 Н 2 О = 3 Н 3 Р 5+О 4+ 5 NO (разб. ) 28

29 Химические свойства кислот • Взаимодействие с основаниями (реакции нейтрализации) Cu(OH)2 + 2 HCl = Cu. Cl 2 + 2 Н 2 O • Взаимодействие с основными оксидами 2 HCl + Мg. О = Mg. Cl 2 + Н 2 О • Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами 6 HNO 3 + Аl 2 О 3 = 2 Аl(NО 3)3 + ЗН 2 О 3 H 2 SO 4 + 2 Сr(ОН)3 = Cr 2(SO 4)3 + 6 H 2 O

• Взаимодействие с металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода 2 HCl + Zn = Zn. Cl 2 + H 2 SO 4 + Fe = Fe. SO 4 + H 2 (разб. ) • Взаимодействие с солями слабых или летучих кислот 2 HCl + Na 2 CO 3 = 2 Na. Cl + CO 2 + Н 2 О 30

31

32 активн. Ме + 0 Li – до Al Ме+n(NO 3)n+ N 2 O↑(N 2) + H 2 O Ме ср. активн. +2 HN+5 O 3 Мn – до Н Ме+n(NO 3)n+ NO↑ + H 2 O конц. неактивн. Ме +4 Ме после Н Ме+n(NO 3)n+ NO 2↑ + H 2 O

33 активн. Ме -3 Li – до Al Ме+n(NO 3)n+ NH 4 NO 3 + H 2 O Ме ср. активн. 0 + HN+5 O 3 Мn – до Н Ме+n(NO 3)n+ N 2 O↑(N 2) + H 2 O разб. неактивн. Ме +2 Ме после Н Ме+n(NO 3)n+ NO↑ + H 2 O

34 Основания 1) Растворимые и нерастворимые Щелочи Гидроксиды (1 А, 2 А групп элементов кроме Be, Mg) 2) сильные – растворимые (IA-группа), малорастворимые (IIA-группа) слабые – нерастворимые и NH 4 OH 3) По кислотности однокислотные - Li. OH, KOH, двухкислотные - Ba(OH)2, Fe(OH)2 трехкислотные – Al(OH)3

35 Многокислотные основания диссоциируют в несколько ступеней Основания и соответствующие им оксиды: Li. OH – (I) (+1) Li 2 O Cr(OH)2 – (II) (+2) Cr. O Cr(OH)3 – (III) (+3) Cr 2 O 3 Fe(OH)2 – (II) (+2) Fe. O Fe(OH)3 – (III) (+3) Fe 2 O 3

36 Способы получения гидроксидов 1. Взаимодействие активных металлов и их оксидов с водой 2 Na +2 H 2 O = 2 Na. OH +H 2↑ Ba. O + H 2 O = Ba(OH)2 2. Взаимодействие солей со щелочами Mn. Cl 2+ 2 KOH = Mn(OH)2↓+2 KCl K 2 SO 4+Ba(OH)2 = Ba. SO 4↓+2 Na. OH

37 3. Электролиз растворов Na. Cl + H 2 O ⇄ H 2 + Na. OH + Cl 2 Na. Cl ⇄ Na+ + Cl- H 2 O ⇄ H+ +OH- K(-): Na+ , H 2 O A(+): Cl–, H 2 O 2 Н 2 О+2 е → Н 2↑ + 2 ОН- 2 Cl– -2 е→ Cl 2↑ Na+ + OH– → Na. OH

Химические свойства оснований Свойства растворимых оснований 1. Zn + 2 Na. OH + 2 Н 2 О = Na 2[Zn(OH)4] + H 2 2. 2 Na. OH + СО 2 = Na 2 CO 3 + Н 2 О 2 КОН + Al 2 O 3 + ЗН 2 O = 2 К[Al(ОН)4]

Свойства нерастворимых оснований t 1. Cu(OH)2 = Cu. O + Н 2 О 2 Аg. ОН = Аg 2 О + Н 2 О 2. 4 Fe(OH)2 + О 2 + 2 Н 2 О = 4 Fe(OH)3 3. Гидроксиды d-металлов вступают в реакции комплексообразования: Cu(OH)2 + 4 NH 3 = [Сu(NН 3)4](ОН)2 39

40 Амфотерные гидроксиды (амфолиты) Mx+ + x. OH- ⇄ M(OH)x ≡ Hx. MOx ⇄ x. H+ + MOxx- основание кислота Получение амфотерных гидроксидов Zn. SO 4 + Na. OH = Zn(OH)2↓+ Na 2 SO 4

Химические свойства 1. Основные свойства Zn(OH)2 + H 2 SO 4 = Zn. SO 4+2 H 2 O 2. Кислотные свойства H 2 Zn. O 2 +2 KOH = K 2 Zn. O 2 +2 H 2 O H 3 Al. O 3 + Na. OH = Na. Al. O 2 +2 H 2 O Zn(OH)2 + 2 KOH = K 2[Zn(OH)4] 41

Форма основания Форма кислоты Zn(OH)2 гидроксид цинка H 2 Zn. O 2 цинковая кислота Аl(ОН)3 гидроксид алюминия Н 3 Аl. O 3 ортоалюминиевая к-та НАl. O 2 метаалюминиевая к-та Сг(ОН)3 гидроксид хрома (III) Н 3 Сr. O 3 ортохромистая к-та НСr. O 2 метахромистая к-та Ве(ОН)2 гидроксид бериллия Н 2 Ве. О 2 бериллиевая к-та Sn(OH)2 гидроксид олова (II) H 2 Sn. O 2 оловянистая к-та Sn(OH)4 гидроксид олова (IV) H 4 Sn. O 4 ортооловянная к-та Н 2 Sn. O 3 метаоловянная к-та Рb(ОН)2 гидроксид свинца (II) Н 2 Рb. О 2 свинцовистая к-та Рb(ОН)4 гидроксид свинца (IV) Н 4 Рb. О 4 ортосвинцовая к-та Н 2 Рb. О 3 метасвинцовая к-та 42

43 Соли Средние соли Na. Cl Na+ + Сl– хлорид натрия Al 2(SO 4)3 2 Al 3+ + 3 SO 42– сульфат алюминия Кислые соли КНСО 3 К+ + НСО 3– гидрокарбонат калия Са(Н 2 РО 4)2 Са 2+ + 2 Н 2 РО 4– дигидрофосфат кальция Основные соли Cu. OHBr Cu. OH+ + Br– гидроксобромид меди (II) Fe(OH)2 NO 3 Fе(ОН)2+ + NО 3– дигидроксонитрат железа (III)

2) Двойные соли KAl(SO 4)2 ⇄ K+ + Al 3+ + 2 SO 42 - Al. Cl. SO 4 ⇄ Al 3+ + Cl- + SO 42 - 44

45 3) Смешанные соли Ca. OCl 2 - Ca. Cl(OCl) 4) Растворимые – Na. Cl, KNO 3, Rb 2 SO 4 нерастворимые – Ag. Cl, Ca 3(PO 4)2, Ba. SO 4 5) Комплексные соли K 4[Fe(CN)6] , [Co(NH 3)6][Cr(CN)6] 6) Кристаллогидраты Ca. Cl 2 6 H 2 O, Na 2 SO 4 10 H 2 O, Cu. SO 4 5 H 2 O

46 Теоретическая схема получения солей взаимодействием гидроксида и кислоты m = К +О – 1 = 2 + 3 - 1 = 4 (соли), где К – кислотность основания, О – основность кислоты Ca 10(OH)2(PO 4)6 (на практике) (теорет. )

47 Способы получения солей Взаимодействие металла с кислотой Zn +2 HCl = Zn. Cl 2 + H 2↑ Взаимодействие основного оксида с кислотой Ca. O + 2 HCl = Ca. Cl 2 +H 2 O Взаимодействие соли с кислотой Ca. CO 3 + 2 HNO 3 = Ca(NO 3)2 +CO 2↑+ H 2 O 2 Na. Cl +H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 HCl↑

48 Взаимодействие основного оксида с кислотным Ca. O + Si. O 2 = Ca. Si. O 3 Взаимодействие гидроксида с кислотным оксидом 2 KOH + Cr. O 3 = K 2 Cr. O 4 +H 2 O Взаимодействие соли с кислотным оксидом Ca. CO 3 + Si. O 2 = Ca. Si. O 3 +CO 2↑ Взаимодействие гидроксида с солью Fe(NO 3)3 + 3 Na. OH = 3 Na. NO 3 + Fe(OH)3↓

49 Взаимодействие двух солей Ba. Cl 2 + Na 2 SO 4 = Ba. SO 4↓+2 Na. Cl Взаимодействие металла с солью Cu + Hg(NO 3)2 = Cu(NO 3)2 + Hg Взаимодействие металла с неметаллом Zn + S = Zn. S

50 Взаимодействие металла со щелочью Zn + 2 Na. OH = Na 2 Zn. O 2 + H 2↑ Взаимодействие неметалла со щелочью Cl 2 + 2 KOH = KCl + KCl. O + H 2 O Взаимодействие неметалла с солью Cl 2 + 2 KI = 2 KCl +I 2 Термическое разложение солей 2 KNO 3 = 2 KNO 2 + O 2.

51 Химические свойства солей 1. Средние соли Fe(NO 3)2 + Cu H 2 Cr. O 4 Cu. Cr. O 4 ↓ + НNO 3 Cu(NO 3)2 Na. OH Cu. OHNO 3 ↓ + Na. NO 3 2 Na. OH Cu(OH)2↓ + Na. NO 3

52 2. Кислые соли Na. OH Na 2 SO 4+ Н 2 O Ba. Cl 2 Na. HSO 4 Ba. SO 4↓+ Na. Cl + HCl Ca. OHCl Ca. SO + Na. Cl +H O 4 2

53 3. Основные соли H 2 SO 4 Cu. SO 4+ Н 2 O Ca. Cl 2 (Cu. OH)2 SO 4 Cu. OHCl↓+Ca. SO 4↓ Cu(HSO 4)2 Cu. SO 4 + H 2 O

Схема получения солей кислых и основных из средних Mg(HSO 4)2 Mg. SO 4 (Mg. OH)2 SO 4 1. Mg. SO 4 + H 2 SO 4 = Mg(HSO 4)2 2. Mg. SO 4 + Mg(OH)2 = (Mg. OH)2 SO 4 Mg(HSO 4)2 + Mg(OH)2 = 2 H 2 O + (Mg. OH)2 SO 4 2 Mg. SO 4 (Mg. OH)2 SO 4 + H 2 SO 4 = 2 H 2 O + 2 Mg. SO 4 2(Mg. OH)2 SO 4 + Mg(HSO 4)2 = 3 Mg. SO 4 + 2 H 2 O

55 Схема взаимных превращений различных классов соединений Ca ⇒Ca. O ⇒ Ca(OH)2 ⇒ Ca(HSO 4)2 ⇒ Ca. SO 4 ⇒ Ca. O 1. 2 Ca + O 2 = 2 Ca. O 2. Ca. O + H 2 O = Ca(OH)2 3. Ca(OH)2 + 2 H 2 SO 4 = Ca(HSO 4)2 + 2 H 2 O 4. Ca(HSO 4)2 + Ca(OH)2 = 2 Ca. SO 4 + 2 H 2 O t 5. Ca. SO 4 ⇒ Ca. O + SO 3

56 Схема составления структурно- графических формул P +3(III) O-2(II) ⇒ P 2 O 3 -2 O +3 P +5(III) O-2(II) ⇒ P 2 O 5 P -2 +3 O -2 P -2 O +5 P O -2 P+5 -2 O

57 Определение степени окисления и составление СГФ H 2 SO 3 H 2 Cr 2 O 7 2(+1)+1 x+3(-2)=0 -2 O x=+4 + -2 H O Cr S+4 (с. о. ) -2 + -2 -2 O H O -2 +4 -2 O + -2 S O + -2 H O Cr -2 O

58 Генетическая связь классов неорганических соединений