Тема Классы неорганических веществ Преподаватель К х

Тема : Классы неорганических веществ Преподаватель К. х. н. Зябликова Екатерина Сергеевна

Классификация неорганических веществ Вещества Простые - состоят из атомов одного химического элемента. Сложные - состоят из атомов разных элементов

Простые вещества Металлы Na, Fe, Al, Zn… Благородные газы Неметаллы O 2, H 2, Cl 2, S, P, C… He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Сложные вещества Оксиды Гидроксиды Кислоты Соли Основания Амфотерные гидроксиды

Свойства оксидов и гидроксидов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным. +1 Na 2 O +2 +3 Mg. O основные оксиды +4 Al 2 O 3 Si O 2 амфотерный оксид кислотный оксид +1 +2 +3 щелочь слабое основание амфотерный гидроксид Na. OН, Mg. OН, Al(OН) H 2 Si O 3 кислота

Свойства оксидов и гидроксидов • В главных подгруппах основные свойства оксидов и гидроксидов возрастают сверху вниз. +2 амфотерный Ве O оксид +2 Mg. O +2 Ca. O основные +2 Sr. O +2 Ba. O оксиды Ве(ОН)2 Амфотерный гидроксид Mg(ОН)2 Слабое основание Са(ОН)2 Sr(ОН)2 Ва(ОН)2 сильные основания – щелочи.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых – кислород со степенью окисления -2 Общая формула: -2 Э m. O n Где m число атомов элемента Э, n – число атомов кислорода.

Номенклатура -2 Э m. O n «оксид элемента» (степень окисления элемента, если она переменна) Примеры CO 2 - оксид углерода (IV) Fe. O - оксид железа (II) Na 2 O - оксид натрия

Классификация оксидов 1) Несолеобразующие оксиды (безразличные) — оксиды, не проявляющие ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств и не образующие соли. N O, NO, CO, Si. O 2 2) Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или со щелочами с образованием соли и воды.

Классификация оксидов Солеобразующие Оксиды Основные Амфотерные Оксиды металлов (с. о. +1, +2) Оксиды металлов (с. о. +3, +4), а также оксиды Ca. O соответствуют Основания Ca(OH)2 Ве. О, Zn. O Кислотные Оксиды неметаллов, оксиды металлов (с. о. +5, +6, +7) P 2 O 5 соответствуют Кислоты H 3 PO 4

Оксиды • Если элемент проявляет разные степени окисления и образует несколько оксидов, то чем выше степень окисления элемента, тем более кислотный характер будет проявлять этот оксид: Mn. O основный Mn. O 2 Mn 2 O 7 амфотерный кислотный

Основные оксиды Физические свойства • При комнатной температуре основные оксиды твердые кристаллические вещества чаще всего нерастворимые в воде; • Окрашенные в различные цвета Ca. O Cu. O Вa. O Cu 2 O

Химические свойства основных оксидов (О. О. ) 1) О. О. (раств) + вода = основание (щелочь) Na 2 О + H 2 O → 2 Na. OH 2) О. О. + кислота = соль + вода Ca. O + H 2 SO 4 → Ca. SO 4 + H 2 O 3) О. О. + кислотный оксид = соль Сa. O + Si. O 2 = Ca. Si. O 3 1) 4) О. О. + амфотерный оксид = соль 2) Na 2 О + Zn. O → Na 2 Zn. O 2

Кислотные оксиды Физические свойства Агрегатное состояние различное: Р 2 О 5 – твердый, Si. O 2 – твердый, СО 2 – газообразный, SO 3 – жидкий при комнатной температуре. Все кислотные оксиды, кроме Si. O 2, растворимы в воде. Р 2 О 5 Si. O 2

Химические свойства кислотных оксидов (К. О. ) 1) К. О. + вода = кислота (кроме Si. O 2 ) Р 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 РO 4 2) К. О. + основание = соль + вода CO 2 + Mg(OН)2= Mg. CO 3 + H 2 O 3) К. О. +О. О. = соль SO 3 + Mg. O = Mg. SO 4 4) К. О. + амфотерный оксид = соль SO 3 + Ве. O → Ве. SO 4

Амфотерные оксиды • Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов (с. о. +3, +4), Примеры: Al 2 O 3, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, V 2 O 3 Ti. O 2 а также оксиды Ве. О, Zn. O

Какие элементы периодической системы образуют амфотерные соединения? Эл Неметаллы, ем ок си ент исключая элементы ды ы, и г обр побочных подгрупп ид аз ро ую кс щи ид ы е ам фо те рн Металлы ые

18

Амфотерные оксиды Zn. O Pb. O Al 2 O 3 Ga 2 O 3

Химические свойства амфотерных оксидов Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют.

Химические свойства амфотерных оксидов Кислотные свойства 1. С основаниями: Zn. O + 2 Na. ОН = Na 2 Zn. O 2 +Н 2 О 2. С основными оксидами: Zn. O + Mg. О = Mg. Zn. O 2 цинкат магния Основные свойства 1. С кислотами: Zn. O + 2 НСl → Zn. Сl 2 + Н 2 О 2. С кислотными оксидами: Zn. O+ Si. O 2 = Zn. Si. O 3 силикат цинка

Способы получения оксидов 1) Окисление простых веществ кислородом. Горение простых веществ: S + O 2 → SO 2 Mg + О 2 → Mg. О Аl + О 2 → Аl 2 О 3 сложных веществ: СН 4 + 2 О 2 → СО 2 + Н 2 О !!! Кроме оксидов щелочных металлов Окисление сложных веществ

Способы получения оксидов 2) Термическое разложение 1. Нерастворимых оснований to Cu(OН)2= Cu. О + H 2 O to Mg(OH)2 = Mg. O + H 2 O 2. Некоторых кислот to H 2 Si. O 3 = Si. O 2 + H 2 O to H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O 3. Некоторых солей to Са. СО 3= СО 2 + Ca. О to Cu(OН)2=Cu. О + H 2 O

Способы получения оксидов 3) Взаимодействие простых веществ с кислотами-окислителями. C + 4 HNO 3(р-р) → СO 2 + 4 NO 2 + H 2 O Cu + 4 HNO 3(конц. ) → Cu(NO 3)2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

Допишите уравнения реакций • Са. О + СО 2 → • Са(ОН)2 + СО 2 → • Nа 2 О + СО 2 → • Са. О + P 2 О 5 → • Ca. O + H 3 PO 4 →

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 Амфотерные гидроксиды Кислородсодержащие кислоты Na. ОН Ca(ОН)2 Cu(ОН)2 Al(OН)3 Zn(OН)2 Be(OН)2 Н 2 SO 4 Н 3 РO 4, Н 2 СО 3

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 +2 +3 Na. OH Ca(OH)2 Fe(OH)3 Исключение – гидроксид аммония NH 4 OH

Основания по ТЭД • Основания - это соединения, при диссоциации которых в растворе образуются гидроксид-ионы ОН- Li. OH = Li+ + OH-

Классификация По количеству ОН- -групп ОСНОВАНИЯ однокислотные (содержат одну ОН- -группу) КOH Na. OH многокислотные (содержат более одной ОН- -группы). Ва(OH)2 Cr(OH)3

Номенклатура Mg(OH)2 – магний дигидроксид, Cr(OH)3 – хром тригидроксид Na. OH – натрий гидроксид Na. OH – гидроксид натрия, Cr(OH)3 - гидроксид хрома(III).

Классификация По растворимости в воде ОСНОВАНИЯ 1. Растворимые, или щелочи Li. ОН, Nа. ОН, Са(ОН)2 2. Малорастворимые, нерастворимые Сu(ОН)2, Mg(ОН)2 32

РАСТВОРИМОСТЬ ОСНОВАНИЙ В ВОДЕ

Щелочи. • - гидроксиды щелочнных и щелочно-земельных металлов (подгрупп Iа и II а, кроме Ве и Мg)

Гидроксиды щелочнных металлов • Белые кристаллические вещества, гигроскопичны, хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). Растворы мылкие на ощупь, очень едкие. Li. OH – гидроксид лития Na. OH – едкий натр КОН – едкое кали

Щелочи. Основные свойства усиливаются в ряду: Li. OH → Na. OH → KOH → Rb. OH → Cs. OH

Гидроксиды металлов IIА группы Ве(ОН)2 – в воде нерастворим, амфотерный гидроксид Mg(ОН)2 – слабое основание Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2 – сильные основания – щелочи. Белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов.

Химические свойства растворимых оснований Растворы оснований имеют щелочную среду ( p. H> 7 ) Изменяют цвет индикаторов: Лакмус Фенолфталеин Метил-оранж СИНИЙ МАЛИНОВЫЙ ЖЕЛТЫЙ

Химические свойства оснований 1. Взаимодействуют со всеми кислотами (реакция нейтрализации) Na. OH + HCl → Na. Cl + H 2 O 2. Взаимодействуют с кислотными оксидами. Na. OH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O 3. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок Na. OH + Cu. SO 4 → Cu(OH)2↓ + Na 2 SO 4

Химические свойства оснований 4. Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами Na. OH + Zn(ОН)2 → Na 2[Zn(OH)4] 5. Нерастворимые в воде гидроксиды и NH 4 OH разлагаются при нагревании: to Mg(OH)2 → Mg. O + H 2 O to NH 4 OH → NH 3 + H 2 O

1. Способы получения растворимых оснований (щелочей) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов их оксидов с водой 2 Na + 2 H 2 O = 2 Na. OH + H 2 Са. O + H 2 O = Са(OН)2

2. Способы получения нерастворимых оснований Взаимодействие раствора щелочи с раствором соли Na. ОН + Cu. SO 4 → Cu(OH)2 ↓ + Na 2 SO 4

Кислоты – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и атомов или групп атомов, называемых кислотными остатками. HCl HNO 3 H 2 SO 4 H 3 PO 4

Кислоты (по ТЭД) Кислоты – это соединения, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы водорода и анион кислотного остатка + НСl H + Сl - H 2 SO 4 2 H++SO 42 -

Физические свойства • При обычных условиях кислоты могут быть жидкими (HNO 3, H 2 SO 4) и твердыми (Н 3 РО 4, Н 3 ВО 3), или растворами газов в воде (HCl, H 2 S).

Физические свойства Некоторые кислоты, например азотистая HNO 2, сернистая H 2 SO 3, угольная Н 2 СО 3, существуют только в разбавленных растворах. Не могут быть выделены в чистом виде: H 2 SO 3 → Н 2 О + SO 2; 2 HNO 2 → Н 2 О + NO 2.

Названия кислот Формула HCl H 2 S HBr HNO 3 HNO 2 H 2 SO 4 H 2 SO 3 H 2 CO 3 H 2 Si. O 3 H 3 PO 4 HF Название Хлороводородная (соляная) Сероводородная Бромоводородная Азотистая Сернистая Угольная Кремниевая Фосфорная Фтороводородная (плавиковая)

Классификация кислот Признаки классификации Группы кислот Примеры Наличие кислорода А) кислородные; в кислотном остатке Б) бескислородные А) H 3 PO 4, H 2 SO 4; , Б) HBr, H 2 S Основность А) одноосновные; Б) многоосновные А) HNO 3, HCl; Б) H 2 SO 4, H 3 PO 4 Растворимость в воде А) растворимые; Б) нерастворимые А) HNO 3, HCl; Б) H 2 Si. O 3 Летучесть А) летучие; Б) нелетучие А) H 2 S, HNO 3 Б) H 2 SO 4, H 3 PO 4 Степень диссоциации А) сильные; Б) слабые А) HNO 3, HCl; Б) H 2 SO 3, H 2 CO 3 Стабильность А) стабильные; Б) нестабильные А) H 2 SO 4, HCl Б) H 2 SO 3, H 2 CO 3

Химические свойства кислот Растворы кислот имеют кислую среду ( p. H< 7 ) Изменяют цвет индикаторов: Лакмус Фенолфталеин Метил-оранж красный Бесцветный малиновый

Химические свойства кислот 1. Кислота + основание = соль + вода H 2 SO 4 +2 Na. OH = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O 2. Кислота + оксид металла = соль + вода 2 HCl+Cu. O = Cu. Cl 2 + H 2 O

Химические свойства кислот 3. Кислота + металл = водород + соль 2 HCl +Zn = Zn. Cl 2 + H 2 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. Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 = Ba. SO 4 + 2 HCl

Способы получения кислот 1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 2. Вытеснение более летучей кислоты из её соли менее летучей кислотой Na. Cl + H 2 SO 4(конц. ) → HCl + Na 2 SO 4 3. Гидролиз галогенидов или солей PCl 5 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl 4. Из простых веществ (для бескислородных кислот) H 2 + Cl 2 → HCl H 2 + S → H 2 S

Амфотерные гидроксиды - 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 Гидроксид алюминия можно записать как основание и как кислоту Al(OH)3 Основание H 3 Al. O 3 Кислота

Химические свойства Основные свойства С кислотами: Zn(OH)2 + 3 HCl = Zn. Cl 2 +3 H 2 O Кислотные свойства Хлорид цинка С основаниями: Zn(OH)2 + 2 Na. OH ⇄ Na 2[Zn(OH)4]

Способы получения амфотерных гидроксидов Осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента Al. Cl 3 + Nа. OH = Al(OH)3 ↓ + 3 Nа. Cl ↓ Zn. Cl 2 + 2 KOH = Zn(OH)2 ↓ + 2 KCl. ↓ Существует опасность, что щелочь окажется в избытке: Zn. SO 4 + 4 Na. OH(изб. ) = Na 2[Zn(OH)4] + Na 2 SO 4

Задание Напишите формулы щелочей и кислот, соответствующих данным оксидам • Са. О СО 2 • Si. O 2 Са. О • N 2 O 5 SO 3 SO 2 P 2 O 5 Ba. O

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков. Ba SO 4 K 3 N Na 3 PO 4 HCl H 2 S Соли образуются при замещении атомов водорода в кислоте на ионы металлов. Например: Na Cl Na 2 S HNO 3 H 2 SO 4 Na. NO 3 Na 2 SO 4

Номенклатура солей Название Соли Название кислотного остатка Название металла в родительном падеже

Номенклатура солей бескислородных кислот Na. Cl – хлорид натрия Al 2 S 3 – сульфид алюминия Fe. Br 2 – бромид железа (II) Fe. Br 3 – бромид железа (III)

Номенклатура солей кислородсодержащих кислот Na 2 SO 4– сульфат натрия Na 2 SO 3 - сульфит натрия Fe(NO 2)2 – нитрит железа (II) Fe (NO 3) 3 – нитрат железа (III) 1) ион кислотного остатка (в именительном падеже); с суффиксами: -ат для высшей степени окисления; -ит для низшей степени окисления. ; 2) металл (в родительном падеже).

Номенклатура солей F – Cl – Br – I – S 2 SO 3 2 SO 4 2 CO 3 2 Si. O 3 2 NO 3 – NO 2 – PO 4 3 PO 3 – Cl. O 4 – Na F Na. Cl Na. Br Na I Na 2 SO 3 Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 Na 2 Si. O 3 Na NO 2 Na 3 PO 4 Na PO 3 Na. Cl. O 4 Фторид натрия Хлорид натрия Бромид натрия Иодид натрия Сульфит натрия Сульфат натрия Карбонат натрия Силикат натрия Нитрит натрия Ортофосфат натрия Метафосфат натрия Хлорат натрия

Алгоритм составления формулы соли При составлении формулы соли необходимо: • расставить заряды ионов металлов и заряды ионов кислотных остатков, • по правилу креста расставить коэффициенты, • чётные коэффициенты сократить. Аl 3+ (PO 4)3 Аl 3 (PO 4)3 Аl PO 4

Физические свойства • Соли – кристаллические вещества, в основном белого цвета. • Соли железа – желто - коричневого цвета. Соли меди – зеленовато-голубого цвета. Cu. SO 4 Fe. Cl 2

Классификация По растворимости в воде СОЛИ 1. Растворимые Na. Cl 3. Нерастворимые Ca. CO 3 2. Малорастворимые Ca. SO 4 65

РАСТВОРИМОСТЬ ОСНОВАНИЙ В ВОДЕ

Типы солей Нормальные (средние) -это соли, в которых все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла. Na. Cl, Na 2 SO 4, Na 3 PO 4 Кислые - это соли, в которых атомы водорода замещены только частично. Na. HSO 4, Na 2 HPO 4, Na. H 2 PO 4 Основные - это соли, в которых группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки. Mg. OHCl, Al(OH)2 NO 3

Типы солей Двойные (смешанные) - это соли, в которых содержится два разных катиона и один анион. KAl(SO 4)2, Fe(NH 4)2(SO 4)2 Комплексные - это соли, в состав которых входит комплексный йон. Na 2[Zn(OH)4], K 3[Fe(CN)6]

Химические свойства 1) Соли реагируют с кислотами: Na 2 CO 3 + 2 HCl = 2 Na. Cl + CO 2 + H 2 O 2) Соли нерастворимые в воде разлагаются при нагревании: Сa. CO 3 = Ca. O + CO 2 3) Соли реагируют с металлами( исключения активные металлы: Li, Na, K, Ca, Ba - которые при обычных условиях реагируют с водой): Fe + р-р. Cu. SO 4 = Fe. SO 4 + Cu

Химические свойства 4) Соли реагируют с другими солями с образованием новых нерастворимых солей: Na 2 SO 4 + Ba. Cl 2 = Ba. SO 4 + 2 Na. Cl 5) Соли реагируют с растворимыми основаниями с образованием нерастворимого основания: Al. Cl 3 + 3 KOH = Al(OH)3 + 3 KCl

Получение солей 1) Взаимодействие металлов и неметаллов: 2 Fe + 3 Cl 2 = 2 Fe. Cl 3 2) Взаимодействие кислотных оксидов с основными и амфотерными оксидами: Ca. O + CO 2 = Ca. CO 3 Zn. O + Si. O 2 = Zn. Si. O 3 3) Взаимодействие оснований и кислот: Na. OH + HCl = Na. Cl + H 2 O

Получение солей 4) Взаимодействие двух разных солей с образованием новой нерастворимой соли: Na 2 CO 3 + Ca. Cl 2 = Ca. CO 3 ↓ + 2 Na. Cl 5) Взаимодействие более активного металла с солями: Fe. Cl 2 + Zn = Zn. Cl 2 + Fe 6) Действие кислот на металлы, стоящие в ряду напряжений металлов до H 2 : Zn + 2 HCl = Zn. Cl 2 + H 2↑

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 + НЕМЕТАЛЛ ОСНОВНЫЙ ОКСИД ОСНОВАНИЕ СОЛЬ + КИСЛОТНЫЙ ОКСИД КИСЛОТА 74

Генетические ряды В состав любого генетического ряда входят вещества различных классов неорганических соединений. Генетический ряд металла : Генетический ряд металла Ca → Ca. O → Ca(OH)2 → Ca. CO 3 Металл → Основной оксид → Основание → Соль

Генетический ряд металла Уравнения реакций к генетическому кальция Ca → Ca. O → Ca(OH)2 → Ca. CO 3 : 2 Ca + O 2 = 2 Ca. O + H 2 O = Ca(OH)2 + H 2 CO 3 = Ca. CO 3 + 2 H 2 O

Генетический ряд неметалла C → CO 2 → H 2 CO 3 → Ca. CO 3 Неметалл →Кислотный →Кислота → Соль. оксид Уравнения реакций к генетическому ряду углерода C → CO 2 → H 2 CO 3 → Ca. CO 3

Генетический ряд алюминия. Na. Al. O 2 Al Al 2 O 3 Al. Cl 3 Al(OH)3 Al 2(SO 4)3 Na[Al(OH)4 ]

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ!

Некоторые амфотерные гидроксиды: элемент Гидроксидоснование Гидроксид-кислота Ве Ве(ОН)2 Н 2 Ве. О 2 Zn Zn(OH)2 H 2 Zn. O 2 Al Al(OH)2 H 3 Al. O 3 - алюминивая кислота (ортоформа). HAl. O 2 – метаалюминиевая кислота (метаформа) Cr Cr(OH)3 H 3 Cr. O 3 -хромовая кислота (ортоформа) HCr. O 2 - метахромовая кислота (метаформа) Pb Pb(OH)4 Pb. O(OH)2 (Pb. O n. H 2 O) H 4 Pb. O 4 – (ортоформа) H 2 Pb. O 3 - (метаформа)