ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Сложные неорганические

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Сложные неорганические вещества классифицируются по составу и по химическим свойствам. По составу они делятся на бинарные и многоэлементные. Бинарные соединения классифицируются по неметаллу, например Ca. H 2, Na. H – гидриды, Ca. S, Fe. S – сульфиды, Са. С 2, Al 4 C 3 – карбиды и т. д.

Многоэлементные соединения классифицируются по общему элементу, например: Na. NO 3, H 2 SO 4, KCl. O 4 – кислородсодержащие, KCN, НCN – цианидcодержащие, NH 4 SCN, KSCN – роданидсодержащие.

ОКСИДЫ Оксидами называются бинарные соединения, содержащие кислород в степени окисления -2. К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe 2 O 3, P 4 O 10, кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом (переоксиды, надпереоксиды, озониды).

КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ - оксиды Солеобразующие Na 2 O, Ca. O Солеобразные N 2 O Основные Несолеобразующие Pb 3 O 4, Fe 3 O 4 Амфотерные Al 2 O 3, Be. O, Zn. O Кислотные SO 3, CO 2, N 2 O 3

* Несолеобразующими называются оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания. * Солеобразными называются оксиды, в состав которых входят атомы одного металла в разных степенях окисления. Например, Fe 3 O 4 представляет из себя два оксида: основный оксид Fe. O, химически связанный с амфотерным оксидом Fe 2 O 3, который в данном случае проявляет свойства кислотного оксида.

Солеобразующими называются оксиды, которые образуют соли. Они подразделяются на три класса: основные, амфотерные и кислотные. Основными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становятся катионом. Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.

Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов. При образовании солей степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются: Ca. O + CO 2 = Ca. CO 3

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ 1. При взаимодействии простых веществ: S + O 2 = SO 2 Ca + O 2 = 2 Ca. O Оксиды щелочных металлов (кроме лития) получают: Na 2 O 2 + 2 Na = 2 Na 2 O

2. В результате горения бинарных соединений в кислороде: 2 Cu. Se + 3 O 2 = 2 Cu. O + 2 Se. O 2 4 Fe. S 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 4 PH 3 + 8 O 2 = P 4 O 10 + 6 H 2 O = H 3 PO 4 CS 2 + 3 O 2 = CO 2 + 2 SO 2 2 Ca 3 P 2 + 8 O 2 = 6 Ca. O + P 4 O 10

3. При термическом разложении солей: Ca. CO 3 = Ca. O + CO 2 Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения (кроме Li 2 CO 3) 2 Cu(NO 3)2 = 2 Cu. O + 4 NO 2 + O 2 4 Fe(NO 3)2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 NO 2 + O 2 (NH 4)2 Cr 2 O 7 = N 2 + 4 H 2 O + Cr 2 O 3

4. Термическое разложение оснований и кислородсодержащих кислот: H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O H 2 Si. O 3 = Si. O 2 + H 2 O Ca(OH)2 = Ca. O + H 2 O Гидроксиды щелочных металлов плавятся без разложения.

5. Если химический элемент образует несколько оксидов: а) окислением низших оксидов 4 Fe. O + O 2 = 2 Fe 2 O 3 2 NO + O 2 = 2 NO 2 б) восстановлением высших оксидов Fe 2 O 3 + CO = 2 Fe. O + CO 2

6. Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, могут при высокой температуре вытеснить водород из воды, образуя оксид металла: Fe + H 2 O = Fe. O + H 2 (t = 600 o. C) 7. При нагревании солей с кислотными оксидами: Na 2 CO 3 + Si. O 2 = Na 2 Si. O 3 + CO 2 2 Ca 3(PO 4)2 + 6 Si. O 2 = 6 Ca. Si. O 3 + P 4 O 10

8. При взаимодействии металлов с кислотамиокислителями происходит частичное восстановление кислотообразующего элемента с образованием оксида: Cu + 2 H 2 SO 4 (к) = Сu. SO 4 + SO 2 + 2 H 2 O Zn + 4 HNO 3 (к) = Zn(NO 3)2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты или соли: P 4 O 10 + 4 HNO 3 (к) = 4 HPO 3 + 2 N 2 O 5 2 KMn. O 4 + H 2 SO 4 (к) = K 2 SO 4 + Mn 2 O 7 + 2 H 2 O 10. При взаимодействии солей слабых неустойчивых кислот с растворами сильных кислот: Na 2 CO 3 + 2 HCl (к) = 2 Na. Cl + CO 2 + H 2 O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например: Cu. O + 2 HCl = Cu. Cl 2 + H 2 O Mn. O + H 2 SO 4 = Mn. SO 4 + H 2 O Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействуют с водой с образованием щелочей: Na 2 O + H 2 O = 2 Na. OH Ca. O + H 2 O = Ca(OH)2

Кислотные оксиды (кроме Si. O 2) взаимодействуют с водой: SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 Амфотерные оксиды образуют соли как с кислотами, так и с основаниями, например: Cr 2 O 3 + 6 HCl = 2 Cr. Cl 3 + 3 H 2 O Cr 2 O 3 + 2 Na. OH = 2 Na. Cr. O 2 + H 2 O Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

Несолеобразующие оксиды NO, N 2 O, Si. O, CO могут реагировать с кислотами или щелочами, но при этом не образуются продукты, характерные для солеобразующих оксидов, например при 150 o. С и 1, 5 Мпа СО реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли – формиата натрия: СО + Na. OH = HCOONa

Существуют КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ несколько теорий кислот и оснований. Рассмотрим основную. 1. Электролитическая теория. На основании теории электролитической диссоциации, предложенной шведским химиком С. Аррениусом можно дать определения кислотам и основаниям:

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве катионов дают только катионы водорода (гидроксония Н 30+) и анионы кислотного остатка: HNO 3 = H+ + NO 3 Основания – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только анионы гидроксила (OН-) и катионы: KOH = K+ + OH-

КИСЛОТЫ (по электролитической теории) Классификация неорганических кислот: 1. По содержанию кислорода в кислотном остатке. - бескислородные; - кислородсодержащие. 2. По основности. - одноосновные; - многоосновные. Основность кислоты – число ионов водорода, которые обмениваются на катионы металла.

3. Сила кислот. - слабые; - сильные. 4. Устойчивость кислот. - неустойчивые; - устойчивые. 5. По растворимости. - нерастворимые в воде; - растворимые в воде.

6. По соотношению воды и кислотного оксида. - орто (H 3 PO 4); - мета (HPO 3); - пиро (получаются из орто-кислот при высокой t в результате отщепления воды); 2 H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O - переменного состава (x. Si. O 2 x y. H 2 O).

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОТ 1. Бескислородные: - взаимодействие простых веществ: H 2 + Cl 2 = 2 HCl - при горении органических галогенсодержащих соединений 2 CH 3 Cl + O 2 = 2 CO 2 + 2 H 2 O + 2 HCl 2. Кислородсодержащие: - растворение оксида в воде: SO 3 + H 2 O= H 2 SO 4

Общие способы: 1. Взаимодействие между солью и кислотой. Na. CN + HCl = Na. Cl + HCN 2. Взаимодействие солей, гидролизующихся полностью, c водой. Al 2 S 3 + 6 H 2 O = Al(OH)3 + H 2 S 3. Гидролиз галогенгидридов кислот. PBr 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HBr

4. Окисление неметаллов азотной кислотой. 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO S + 2 HNO 3 = H 2 SO 4 + 2 NO 5. Окисление кислотообразующего элемента до более высокой степени окисления. H 3 PO 3 + 2 H 2 O 2 = H 3 PO 4 + H 2 O H 2 SO 3 + 2 H 2 O 2 = H 2 SO 4 + H 2 O HNO 2 + H 2 O 2 = HNO 3 + H 2 O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ Кислоты реагируют с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами) с образованием солей. Например: HCl + Na. OH = Na. Cl + H 2 O H 2 SO 4 + Fe(OH)2 = Fe. SO 4 + 2 H 2 O 2 HNO 3 + Zn. O = Zn(NO 3)2 + H 2 O

Взаимодейcтвуют с металлами. Обычные кислоты (неокислители) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Fe + 2 HCl = Fe. Cl 2 + H 2 Zn + H 2 SO 4(р) = Zn. SO 4 + H 2 Кислоты окислители могут реагировать как с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода, например: 5 Zn + 12 HNO 3(р) = 5 Zn(NO 3)2 + 6 H 2 O + N 2 так и правее его: Ag + 2 HNO 3(к) = Ag. NO 3 + H 2 O + NO 2

Термически неустойчивые кислоты разлагаются при комнатной температуре или при легком нагревании: H 2 СO 3 = СO 2 + H 2 O H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (t) H 2 Si. O 3 = Si. O 2 + H 2 O (t)

ОСНОВАНИЯ Классификация неорганических оснований: 1. По кислотности. - однокислотные; - многокислотные. Кислотность основания – число ОН-групп, способных обмениваться на кислотный остаток.

2. Сила оснований. - слабые; - сильные. 3. Термическая устойчивость. - разлагающиеся на оксиды и воду; - Плавящиеся без разложения. 4. По растворимости. - нерастворимые в воде; - растворимые в воде. 5. По соотношению к кислотам и щелочам. - основные; - амфотерные;

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ 1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой. 2 Na + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 Sr + 2 H 2 O = Sr(OH) 2 + H 2 Также получают гидроксид аммония NH 3 + H 2 O = NH 4 OH

2. Растворением оксидов и пероксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде: Ca. O + H 2 O = Ca(OH)2 Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 O 2 3. Взаимодействие солей, гидролизующихся полностью, c водой. Al 2 S 3 + 6 H 2 O = 2 Al(OH)3 + H 2 S

4. Смешиванием водных растворов, взаимно усиливающих гидролиз: 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Al(OH)3 + 6 Na. Cl + 3 CO 2 5. Разложением некоторых бинарных соединений металлнеметалл водой: Li 3 N + 3 H 2 O = 3 Li. OH + NH 3 Ca 3 P 2 + 6 H 2 O = 3 Ca(OH) 2 + 2 PH 3 Mg 2 Si + 4 H 2 O = 2 Mg(OH) 2 + Si. H 4 6. Электролизом водных растворов хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов: 2 Na. Cl + 2 H 2 O = 2 Na. OH + Cl 2 + H 2

7. Осаждением из растворов солей щелочами или раствором аммиака. Mg. SO 4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K 2 SO 4 Al. Cl 3 + 3 NH 4 OH = Al(OH)3 + 3 NH 4 Cl 8. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей. 4 Fe(OH)2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 Fe(OH)3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ Основные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, например: Сu(OH)2 + H 2 SO 4 = Cu. SO 4 + 2 H 2 O Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами: Ca(OH)2 + CO 2 = Ca. CO 3 + H 2 O 2 Na. OH + Fe 2 O 3 = 2 Na. Fe. O 2 + H 2 O

Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами (в этом случае они ведут себя как основания), и со щелочами (как кислоты), например: Al(OH)3 + 3 Na. OH = Na 3[Al(OH)6] Al(OH)3 + 3 HCl = Al. Cl 3 + 3 H 2 O Cлабые основания и амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются: Cu(OH)2 = Cu. O + H 2 O 2 Fe(OH)3 = Fe 2 O 3 + 3 H 2 O

СОЛИ Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений. Соли классифицируют: Средние Кислые Основные Двойные Смешанные Комплексные

Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH 4+) Na 2 SO 4 ↔ 2 Na+ +SO 42 Ca. Cl 2 ↔ Ca 2+ + 2 Cl Кислые соли - продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла. При диссоциации дают катионы металла (NH 4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка. Na. HCO 3 ↔ Na+ + HCO 3 - ↔ Na+ + H+ + CO 32 -

Основные соли - продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка. Zn(OH)Cl ↔ [Zn(OH)]+ + Cl- ↔ Zn 2+ + OH- + Cl Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион. KAl(SO 4)2 ↔ K+ + Al 3+ + 2 SO 42 Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами: Ca. OCl 2 ↔ Ca 2+ + Cl- + OCl-

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы. [Ag(NH 3)2]Br ↔ [Ag(NH 3)2]+ + Br Na[Ag(CN)2] ↔ Na+ + [Ag(CN)2]-

ПОЛУЧЕНИЕ СОЛЕЙ (СРЕДНИЕ) Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами: 1) металла с неметаллом: 2 Na + Cl 2 ↔ 2 Na. Cl 2) металла с кислотой: Zn + 2 HCl ↔ Zn. Cl 2 + H 2 3) металла с раствором соли менее активного металла Fe + Cu. SO 4 ↔ Fe. SO 4 + Cu

4) основного оксида с кислотным оксидом: Mg. O + CO 2 ↔ Mg. CO 3 5) основного оксида с кислотой Cu. O + H 2 SO 4 ↔ Cu. SO 4 + H 2 O (t) 6) основания с кислотным оксидо Ba(OH)2 + CO 2 ↔ Ba. CO 3 + H 2 O 7) основания с кислотой: Ca(OH)2 + 2 HCl ↔ Ca. Cl 2 + 2 H 2 O

8) соли с кислотой: Mg. CO 3 + 2 HCl ↔ Mg. Cl 2 + H 2 O + CO 2 Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 ↔ Ba. SO 4 + 2 HCl 9) раствора основания с раствором соли: Ba(OH)2 + Na 2 SO 4 ↔ 2 Na. OH + Ba. SO 4 10) растворов двух солей 3 Ca. Cl 2 + 2 Na 3 PO 4 ↔ Ca 3(PO 4)2 + 6 Na. Cl

КИСЛЫЕ СОЛИ - ПОЛУЧЕНИЕ 1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания. KOH + H 2 SO 4 ↔ KHSO 4 + H 2 O 2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида Ca(OH)2 + 2 CO 2 ↔ Ca(HCO 3)2 3. Взаимодействие средней соли с кислотой Ca 3(PO 4)2 + 4 H 3 PO 4 ↔ 3 Ca(H 2 PO 4)2

ОСНОВНЫЕ СОЛИ - ПОЛУЧЕНИЕ 1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой Zn. Cl 2 + H 2 O ↔ [Zn(OH)]Cl + HCl 2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов Al. Cl 3 + 2 Na. OH ↔ [Al(OH)2]Cl + 2 Na. Cl 3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями 2 Mg. Cl 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ ↔ [Mg(OH)]2 CO 3 + CO 2 + 4 Na. Cl

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЛИ - СТРОЕНИЕ K 4[Fe(CN)6] – Внешняя сфера K 4[Fe(CN)6] – Внутренняя сфера K 4[Fe(CN)6] – Комплексообразователь (центральный атом) K 4[Fe(CN)6] – Координационное число K 4[Fe(CN)6] – Лиганд

Центральными атомами обычно служат ионы металлов больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH-, CN-, NH 3, CO, H 2 O; они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью. Получение: 1. Реакции солей с лигандами: Ag. Cl + 2 NH 3 ↔ [Ag(NH 3)2]Cl Fe. Cl 3 + 6 KCN ↔ K 3[Fe(CN)6] + 3 KCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ Соли реагируют с металлами, эти реакции всегда окислительно-восстановительные: Fe + Cu. SO 4 = Cu + Fe. SO 4 Cu + Fe. Cl 3 = Cu. Cl + Fe. Cl 2 C неметаллами, это также окислительновосстановительные реакции: S + Na 2 SO 3 = Na 2 S 2 O 3 При кипячении с водой, образуют кристаллогидраты: Cu. SO 4 + 5 Н 2 О = Cu. SO 4 • 5 H 2 O Na 2 SO 4 + 10 Н 2 О = Na 2 SO 4 • 10 H 2 O или необратимо гидролизуются: Al 2 S 3 + 6 Н 2 O = 2 Al(OH)3 + 3 H 2 S

Соли реагируют со щелочами: NH 4 Cl + Na. OH = NH 3 + Na. Cl + H 2 O Cu. Cl 2 + Na. OH = Na. Cl + Cu(OH)2 и кислотами: K 2 CO 3 + HCl = KCl + CO 2 + H 2 O Na. NO 3(т) + H 2 SO 4(к) = Na. HSO 4 + HNO 3 (t) Ca 3(PO 4)2 + H 3 PO 4 = 3 Ca. HPO 4 с солями: Na. Cl + Ag. NO 3 = Na. NO 3 + Ag. Cl Соли кислородных кислот при нагревании разлагаются: 2 KCl. O 3 = 2 KCl + 3 O 2 2 Na. NO 3 = 2 Na. NO 2 + O 2