Основные классы неорганических соединений. Методические указания

Х И М И Я

Методические указания

К лабораторным работам

Часть 1

Набережные Челны

УДК 546 (076.5)

Химия. Методические указания к лабораторным работам. Часть 1 / Составители: Соколов М.П., Сиппель И.Я., Маврин Г.В. - Набережные Челны – Изд.-полиграф. центр НЧИ(Ф) К(П)ФУ, 2016, 49 с.

Методические указания предназначены для студентов всех специальностей и направлений подготовки. Включают описание лабораторных работ по темам: «Основные классы неорганических соединений» и «Окислительно-восстановительные реакции».

Табл. 3, библиограф. 6 назв.

Рецензент: к.х.н., доцент Мифтахов М.Н.

Правила работы в химической лаборатории при выполнении лабораторного практикума

Общие правила работы в химической лаборатории и техника безопасности.

При работе в химической лаборатории необходимо знать и строго соблюдать установленные правила по технике безопасности.

1. Рабочее место необходимо содержать в чистоте и порядке, не загромождать его посторонними предметами.

2. Во время работы в лаборатории соблюдать тишину, чистоту и порядок. Не следует допускать торопливости: она приводит к неудачам в работе, иногда к несчастным случаям.

3. Во избежание отравления категорически запрещается хранить и принимать пищу в химической лаборатории.

4. Запрещается находиться в лаборатории в верхней одежде. При работе не допускать попадания химических реактивов на кожу и на одежду.

5. К выполнению лабораторной работы можно приступать только после получения разрешения преподавателя. Первоначально следует уяснить порядок выполнения каждой операции, а затем приступать к опыту.

6. Нельзя работать в лаборатории одному, а также в отсутствии преподавателя или лаборанта.

7. Категорически запрещается выполнять в лаборатории экспериментальные работы, не связанные с учебным практикумом.

8. Химические реакции следует проделывать с такими количествами и концентрациями веществ, в такой посуде, приборах и в таких условиях, как это указано в соответствующих методических указаниях к лабораторным работам.

9. Проводить опыты можно только в чистой посуде.

10. Особую осторожность необходимо соблюдать при работе с ядовитыми и вредными веществами, с концентрированными кислотами и щелочами. Опыты с ними следует выполнять в вытяжном шкафу с включенной вентиляцией.

11. Нельзя нагревать закупоренные сосуды, приборы и аппараты. При нагревании веществ в пробирках нельзя направлять отверстие пробирки на себя или на соседей, так как при выбросе нагретого вещества может произойти несчастный случай.

12. При разбавлении концентрированной серной кислоты водой происходит сильное разогревание, поэтому нужно приливать кислоту к холодной воде тонкой струей при постоянном перемешивании. Если же приливать воду к кислоте, то возможно её разбрызгивание, что весьма опасно, так как серная кислота вызывает сильные ожоги.

13. Реактивы из сосудов, в которых они хранятся, полагается брать в таком количестве, которое требуется для разового использования. Остаток неиспользованного реактива возвращать в исходную посуду нельзя.

14. Просыпавшееся на стол вещество нельзя высыпать в банку, где оно хранилось.

15. Смешивать органические вещества и окислители категорически запрещается.

16. Отмеривание жидких реактивов проводят с помощью мерной пипетки или мерного цилиндра.

17. Банки и склянки с реактивами нельзя оставлять открытыми, так как в них попадает пыль, реактивы поглощают влагу (или теряют её), поглощают газы из воздуха или загрязняют его своими испарениями.

18. Нюхать вещество надо с осторожностью, не наклоняясь над сосудом, а направляя к себе пары движением кисти руки. Нельзя низко наклоняться над сосудом, в котором что-либо кипит или в который наливается какая-либо жидкость.

19. При взбалтывании растворов в колбе или пробирке необходимо закрывать отверстие пробками.

20. Остатки и отходы химических веществ (растворы кислот, щелочей и т.п.) сливать в канализацию следует только под сильной струей воды. Сливать в раковину токсичные химические вещества без предварительной нейтрализации категорически запрещается.

21. Запрещается бросать в раковину бумагу, песок и другие твердые остатки, а также кусочки металлов.

22. Следует быть осторожными при работе с электричеством. Нельзя оставлять без надобности включенными электроприборы.

23. Все электронагревательные приборы должны быть размещены на термоизоляционном материале.

24. По окончании работы необходимо выключить воду и электрические приборы, вымыть посуду и привести в порядок рабочее место.

Первая помощь при ожогах, отравлениях и других несчастных случаях.

1. При ожогах кислотами нужно немедленно промыть пораженное место большим количеством воды из-под крана, а затем 5 % раствором бикарбоната натрия.

2. При попадании кислоты в глаза промыть глаза большим количеством воды из-под крана, затем 3 % раствором бикарбоната натрия, обратиться к врачу.

3. При ожогах едкими щелочами немедленно промыть пораженное место большим количеством воды, а затем 1 % раствором уксусной кислоты.

4. Попадание щелочи на роговицу глаз особенно опасно, так как может вызвать необратимое поражение роговицы. Надо промыть глаза большим количеством воды, затем насыщенным раствором борной кислоты и как можно скорее обратиться к врачу.

5. При попадании в глаза перманганата калия следует промыть глаза большим количеством воды, затем обратиться к врачу.

6. При термических ожогах к обожженному месту необходимо сделать примочку этиловым спиртом, что предотвратит потерю кожей эластичности.

7. При ожогах бромом нужно быстро смыть его большим количеством этилового спирта.

8. При порезах стеклом следует обязательно удалить осколки стекла из раны, смазать пораженное место спиртовым раствором йода и наложить повязку.

Правила пожарной безопасности.

1. При возникновении пожара следует немедленно выключить электроприборы. Уберите подальше от огня все горючие вещества и склянки с горючими жидкостями.

2. Мелкие очаги огня следует засыпать песком, хранимым в специальных ёмкостях, или плотно накрыть их противопожарным одеялом, перекрывая доступ воздуха. Большие очаги огня следует ликвидировать с помощью огнетушителей.

3. Нельзя заливать водой загоревшийся эфир, бензин, бензол. В этих случаях следует тушить пламя песком или с помощью огнетушителей.

4. В случае загорания одежды не следует бегать по лаборатории. Надо немедленно набросить на себя асбестовое одеяло (халат, пальто), чтобы прекратить доступ к загоревшейся одежде. Тушите пламя водой из водопроводного крана. Не допускайте растерянности и суеты при тушении одежды.

Порядок выполнения и оформления студентами лабораторных работ.

Приступая к выполнению лабораторной работы, следует ознакомиться с теоретическим материалом по данной теме, сущностью применяемого метода анализа, уяснить химические и физические процессы, лежащие в основе метода.

Каждый студент оформляет в тетради отчет по лабораторной работе. Отчет включает: название лабораторной работы и её номер, краткое теоретическое введение, название опыта, наблюдаемые явления, расчеты, выводы. По окончании лабораторной работы отчет представляется преподавателю.

В некоторых лабораторных работах необходимо производить расчеты. Следует иметь в виду, что излишняя точность в расчетах, значительно превышающая экспериментальную погрешность, не повышает точность результата. Если при вычислениях числовые величины складывают или вычитают, то наименее точной является та из них, которая имеет наименьшее число десятичных знаков. Поэтому при вычислении нецелесообразно учитывать все десятичные знаки отдельных слагаемых, нужно их предварительно округлить. При округлении следует оставить один запасной десятичный знак, который в конечном результате отбрасывают.

При умножении и делении наименее точным числом является то, которое содержит наименьшее количество значащих цифр. То же число значащих цифр должен содержать результат вычислений. При округлении оставляют одну запасную цифру, которую в полученном конечном результате отбрасывают. Значащей называется любая цифра, отличная от нуля, и нуль, если он содержится между значащими цифрами или является представителем сохраненного десятичного разряда. Нуль, обозначающий лишь десятичный разряд, - незначащая цифра. Для числовых значений величин, рассчитываемых в лабораторных работах, достаточно 3-4 значащих цифр.

Лабораторная работа № 1

Основные классы неорганических соединений

Цель работы: ознакомление с номенклатурой неорганических соединений, изучение способов получения и свойств оксидов, оснований, кислот и солей.

Программа коллоквиума

Классификация неорганических соединений.

Оксиды: получение, номенклатура свойства. Основные, кислотные и амфотерные оксиды. Солеобразные оксиды, пероксиды. Графические формулы оксидов.

Основания: получение, классификация, свойства. Графические формулы оснований.

Кислоты: номенклатура, получение, свойства. Графические формулы кислот.

Соли, их классификация. Средние, кислые и основные соли: номенклатура, способы получения, свойства.

Двойные и смешанные соли.

Графические формулы средних, основных и кислых солей.

Теоретическая часть

Сложные неорганические вещества принято делить на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания (гидроксиды) и соли.

Оксиды

Оксидаминазываются соединения, молекулы которых состоят из двух элементов, один из которых кислород.

Согласно современной международной номенклатуре название этих соединений складывается из термина «оксид» и названия элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами его степени окисления, например

CuO - оксид меди (II)

P₂O₅ - оксид фосфора (V)

SO₂ - оксид серы (IV)

Оксиды могут быть получены:

1. Непосредственным соединением элементов с кислородом:

S + O₂ = SO₂

2 Mg + O₂ = 2MgO

2. Термическим разложением кислот, гидроксидов, солей:

H₂SiO₃ =^tº SiO₂ + H₂O

Zn(OH)₂ =^tº ZnO + H₂O

CaCO₃ =^tº CaO + H₂O

3. Обжигом руд и в других окислительно-восстановительных реакциях:

4FеS₂ + 11O₂ = 2Fе₂O₃ + 8SO₂

Mn + 2H₂SO₄ = MnSO₄ + SO₂ + 2H₂O

По своим химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды (индифферентные, безразличные) ни прямым, ни косвенным путем не образуют ни солей, ни оснований, ни кислот. К ним относятся N₂O – оксид азота (I), NO – оксид азота (II), CO – оксид углерода (II) и некоторые другие.

Название – солеобразующие – определяет суть оксидов, их способность образовать соли. В зависимости от проявляемых химических свойств, эти оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными оксидами называются те оксиды, которым соответствуют гидратные соединения – основания (гидроксиды). Это оксиды металлов в их низших степенях окисления.

Например, оксиду свинца (II) соответствует гидроксид свинца (II) Pb(OH)₂, оксиду натрия – гидроксид натрия NaOH. Образование гидроксидов из оксидов металлов может происходить прямым или косвенным путем.

Na₂O + H₂O = 2 NaOH

Взаимодействуя с кислотами или кислотными оксидами, основные оксиды образуют соли, например:

CaO + CO₂ = CaCO₃

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

Кислотными оксидами называются оксиды, которым соответствуют гидратные соединения – кислоты. Это оксиды неметаллов и некоторых металлов, проявляющих высшую степень окисления. Например, оксиду серы (VI) SO₃ соответствует серная кислота H₂SO₄, оксиду хрома (VI) CrO₃ – хромовая кислота H₂CrO_4.

Русское название кислотных оксидов – ангидриды, так как их можно рассматривать как продукты отщепления воды от кислот: CrO₃ – хромовый ангидрид, SO₃ – серный ангидрид.

Большинство кислотных оксидов образуют соответствующие им кислоты при непосредственном взаимодействии с водой, например:

Mn₂O₇ + H₂O = 2HMnO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Гидраты других кислотных оксидов (SiO₂ ,WO₃) могут быть получены лишь косвенным путем, исходя из их солей.

Характерными свойствами кислотных оксидов является их взаимодействие:

а) с основными оксидами: BaO + SO₃ = BaSO₄

б) с гидроксидами: Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + Н₂О

Амфотерными оксидами называются такие оксиды, которые характеризуются двойственностью свойств, то есть в зависимости от условий проявляют и основные и кислотные свойства. Такие оксиды: ZnO, SnO₂, PbO₂, MnO₂, Cr₂O₃, Al₂O₃ и другие, - могут взаимодействовать как кислотами, так и с основаниями, образуя при этом соли.

Например, оксид цинка в реакции:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

проявляет свойство основного оксида, а в реакции

ZnO + КOH = К₂ZnO₂ + H₂O

свойство кислотного оксида.

Кислотные и основные свойства амфотерных оксидов могут быть выражены в разной степени. Так, у оксида свинца (IV) PbO₂ преобладают кислотные свойства, у оксида железа (III) Fe₂O₃ – основные, у оксидов ZnO , Al₂O₃ и те и другие свойства выражены одинаково.

К особым группам оксидов следует отнести солеобразные оксиды и пероксиды (перекиси). Первые по своим свойствам и строению могут быть отнесены к солям. Например, смешанный оксид железа Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃) следует рассматривать как феррит железа: соль Fe²⁺ и железистой кислоты HFeO₂. В связи с этим формула оксида может быть записана так: Fe²⁺ (Fe³⁺O₂)₂. Кроме Fe₃O₄ солеобразными оксидами являются Pb₂O₃ (Pb²⁺ Pb⁴⁺ O₃),

Pb₃O₄ (Pb₂²⁺ Pb⁴⁺O₄), Mn₃O₄ (Mn₂²⁺ Mn⁴⁺O₄) и другие.

Пероксиды или перекиси лишь формально (по составу) можно отнести к классу оксидов, по существу же они являются солями двухосновной кислоты пероксида водорода (перекиси водорода) H₂O₂. Например, Na₂O₂ – пероксид натрия, BaO₂ – пероксид бария , ZnO₂ – пероксид цинка.

В пероксидах атомы кислорода соединяются между собой, образуя так называемый «кислородный мостик» –О – О–. Отличие пероксидов от остальных оксидов наглядно иллюстрируется графическими формулами, в которых каждая черточка соответствует валентности элемента:

Na₂O - оксид натрия Na – O – Na

Na₂O₂ - пероксид натрия Na – O – O – Na

BaO - оксид бария Ba = O

BaO₂ - пероксид бария Ba

Пероксиды образуют преимущественно щелочные и щелочноземельные металлы при непосредственном окислении их кислородом.

Основания (гидроксиды)

Основаниями называются сложные вещества, диссоциирующие в водных растворах на анионы гидроксила ОН^– и катионы металла

Ва(ОН)₂ = Ва²⁺ + 2ОН^-

По международной номенклатуре название этих веществ складывается из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже с указанием римскими цифрами его степени окисления:

NaOН – гидроксид натрия

Fe(ОН)₃ – гидроксид железа (III)

Кроме этих названий, применяются и другие, тривиальные названия. Например, гидроксид натрия NaOН называется едким натром, гидроксид калия КОН – едким кали, гидроксид кальция Са(ОН)₂ – гашеной известью (см. таблицу на стр. 32).

В зависимости от количества гидроксильных групп, связанных с атомом металла, гидроксиды делятся на следующие группы:

однокислотные: КОН, LiOH, NaOН

двухкислотные: Zn(OН)₂, Ва(ОН)₂, Fe(OН)₂

трехкислотные: Fe(ОН)₃, Cr(OН)₃, Al(OН)₃

Многокислотные основания диссоциируют в водных растворах ступенчато:

Ва(ОН)₂ ВаОН⁺ + ОН^-

ВаОН^- Ва²⁺ + ОН^-

Этим объясняется образование основных солей.

Гидроксиды, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного, это гидроксиды лития, натрия, калия, рубидия, цезия, франция, кальция, стронция, бария, а также гидроксид аммония.

Большинство же представителей этого класса неорганических соединений в воде малорастворимы, например, Сu(OН)₂, Fe(OН)₂, Fe(ОН)₃, Сr(OН)₃.

Растворимые в воде гидроксиды получают следующими способами:

1. Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂

Ва + 2H₂O = Ва(ОН)₂ + Н₂

2. Растворение в воде оксидов:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

К₂О + H₂O = 2 КОН

3. Электролиз водных растворов солей щелочных металлов. Так, при электролизе раствора хлорида натрия имеют место следующие катодные и анодные процессы:

Катод: 2H₂O + 2е Н₂ + 2ОН^-

Анод: Сl^- - е Сl^- 2Сl = Сl₂

В растворе накапливаются ионы Na⁺ и ОН^- , образующие гидроксид натрия NaOН.

Нерастворимые в воде гидроксиды можно получить лишь косвенным путем – реакцией обмена:

Сr₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Сr(OН)₃ + 3Na₂SO₄

К важнейшим химическим свойствам гидроксидов относится их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей:

2 NaOH + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

2 NaOH + SO₃ = Na₂SO₃ + H₂O

Са(ОН)₂ + CO₂ = СаСО₃ + H₂O

2NaOH + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ + H₂O

Некоторые гидроксиды: Сr(ОН)₃, Al(OН)₃, Zn(OН)₂, -подобно оксидам металлов, являются амфотерными, то есть могут проявлять в зависимости от условий свойства как гидроксидов, так и кислот.

Свойство гидроксида:

Zn(OН)₂ + 2HСl = ZnСl₂ + 2H₂O

Свойство кислоты:

Zn(OН)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Графические формулы гидроксидов могут быть изображены следующим образом:

Na – O – H – гидроксид натрия

– гидроксид бария

– гидроксид железа (III)

Присутствующие в растворах гидроксидов гидроксильные ионы ОН^- окрашивают фенолфталеин в малиновый, лакмус - в синий и метилоранж – в желтый цвет.

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, диссоциирующие в водных растворах с образованием гидратированных катионов водорода:

HСl + H₂O = H₃O⁺ + Сl^-

HNO₃+ H₂O = H₃O⁺ + NO₃^-

По своему составу кислоты делятся на бескислородные (HСl, HBr, НI, H₂S, НСN, H₂Se) и кислородосодержащие (Н₂SO₄, HNO₃, H₃РO₄, H₂SiO₃ и др.)

Для названия кислот обычно используется русская номенклатура, согласно которой названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания – водородная:

H₂S – сероводородная кислота;

HСl – хлороводородная кислота;

НСN – циановодородная кислота;

H₂Se – селеноводородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисления элемента - кислотообразователя.

Если элемент проявляет свою высшую степень окисления, то к его названию прибавляют окончания – ная или – овая, например:

Na₂S⁺⁶O₄ – серная кислота;

H₂W⁺⁶O₄ – вольфрамовая кислота;

HN⁺⁵O₃ – азотная кислота;

HМn⁺⁷O₄ – марганцовая кислота.

Для кислот с более низкой степенью окисления к названию кислотообразователя добавляется окончание –истая:

H₂S⁺⁴O₃ – сернистая кислота;

HN⁺³O₂ – азотистая кислота;

HР⁺³O₃ – фосфористая кислота.

При проявлении элементом еще более низкой степени окисления к его названию прибавляется окончание – оватистая:

H₃Р⁺¹O₂ – фосфорноватистая кислота;

HВr⁺¹O – бромноватистая кислота.

Для кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет промежуточную степень окисления по сравнению с соответствующими кислотами, имеющими названия с окончаниями – ная и – истая, к его названию добавляется окончание – оватая. Так, четыре кислоты, которые может образовать хлор в зависимости от проявляемой им степени окисления, можно назвать так:

HСl⁺¹O – хлорноватистая кислота;

HСl⁺³O₂ – хлористая;

HСl⁺⁵O₃ – хлорноватая кислота;

HСl⁺⁷O₄ – хлорная кислота.

Название кислоты определяется также числом молекул воды, присоединенных к молекуле ангидрида кислоты. Перед названием наименее гидратированной формы кислоты ставится приставка – мета, а перед названием более гидратированной кислоты приставка –орто. Так, при взаимодействии фосфорного ангидрида с водой могут быть получены мета- и орто- фосфорные кислоты:

HРO₃ – метафосфорная кислота;

H₃РO₄ – ортофосфорная кислота.

Названия наиболее распространенных в практической деятельности человека кислот и соответствующих им солей представлены в таблице 1.

При составлении графических формул всех перечисленных выше видов кислот следует учитывать, что в молекулах кислородосодержащих кислот атомы водорода, способные замещаться атомами металлов, связаны с элементом – кислотообразователем через атом кислорода. В молекулах бескислородных кислот атом водорода связан непосредственно с атомом неметалла:

H₂S Н₂SO₄ Н₂S₂O₈

О О

Н Н– О О || ||

S^2- S⁺⁶ Н–О– S–О–О– S–О–Н

Н Н– О О || ||

О О

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты подразделяются на одноосновные, двухосновные и трёхосновные:

HNO₃, HСl, НI, HСlО₄ – одноосновные;

Н₂SO₄, H₂СrO₄, H₂SiO₃ – двухосновные;

H₃РO₄, H₃ВO₃ – трехосновные кислоты.

Двухосновные и трехосновные кислоты в водных растворах диссоциируют ступенчато:

H₃РO₄ H⁺ + H₂РO₄^-

H₂РO₄^- H⁺ + HРO₄^2-

HРO₄^2- H⁺ + РO₄^3-

Этим объясняется образование кислых солей.

К важнейшим свойствам кислот относится их способность взаимодействовать с основаниями (реакция нейтрализации),

3HСl + Fe(ОН)₃ = FeСl₃ + 3H₂O

Для кислот характерны также реакции с основными и амфотерными оксидами, приводящие к образованию солей:

Н₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O

6HСl + Al₂O₃ = 2AlСl₃ + 3H₂O

Помимо этого кислоты взаимодействуют с металлами. В зависимости от активности металла (его положения в ряду напряжений металлов) и природы кислоты в результате таких реакций выделяются либо водород, либо продукты восстановления окисляющей кислоты:

Zn + Н₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + Н₂

Mn + 2HСl = MnСl₂ + Н₂

Cuº + 2Н₂SО₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Cuº + 8HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Водные растворы кислот имеют кислый вкус и окрашивают индикаторы: лакмус в красный, метилоранж – в розовый цвет. Фенолфталеин в кислой среде не меняет окраску.

Таблица 1. Номенклатура кислот и солей

Формула	Название кислоты	Номенклатура солей
Н2S Н2SO4 Н2SO3 Н2S2O3 Н3PO4 НРO3 Н3РO3 HNO3 HNO2 Н2СO3 H2SiO3 Н3ВO3 НВO2 Н2В4O7 HСl HВr HI HCN H2CrO4 H2Cr2O7 H3CrO3 HCrO2 НMnO4 Н2MnO4 HСlO4 HF H3AsO4 H3AsO3 CH3COOH HCOOH H2С2O4 HCNS	сероводородная серная сернистая тиосерная (серноватистая) ортофосфорная метафосфорная фосфористая азотная азотистая угольная кремниевая ортоборная метаборная тетраборная хлороводородная (соляная) бромоводородная иодоводородная циановодородная хромовая дихромовая ортохромистая метахромистая марганцовая марганцовистая хлорная фтороводородная ортомышьяковая ортомышьяковистая уксусная муравьиная щавелевая родановодородная	сульфиды сульфаты сульфиты тиосульфаты ортофосфаты метафосфаты фосфиты нитраты нитриты карбонаты силикаты ортобораты метабораты тетрабораты хлориды бромиды иодиды цианиды хроматы дихроматы ортохромиты метахромиты перманганаты манганаты перхлораты фториды ортоарсенаты ортоарсениты ацетаты формиаты оксалаты роданиды

Основными методами получения кислот являются:

1. Взаимодействие неметаллов с водородом с последующим растворением полученного продукта в воде. Этот метод используется для получения бескислородных кислот:

Н₂ + S = Н₂S

Н₂ + Cl₂ = 2НCl

2. Взаимодействие ангидридов кислот с водой:

SO₃ + H₂O = Н₂SO₄

3. Взаимодействие галогенов с водой:

Сl₂ + H₂O = HСl + HСlO

4. Вытеснение слабых кислот из их солей более сильными кислотами:

Na₂SiO₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃

5. Окисление неметалла раствором сильной кислоты – окислителя:

3Р + 5HNO₃+ 2H₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO

Соли

Солями называются продукты полного или неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. Различают средние (нормальные), кислые и основные соли.

Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислоте или гидроксильных групп в основании.

Н₂SO₄ Na₂SO₄

S S

Названия средних солей бескислородных кислот по международной номенклатуре производятся от латинского корня названия элемента – кислотообразователя с добавлением окончания –ид. Затем дается название металла с указанием его степени окисления, если металл имеет переменные степени окисления.

Примеры:

ВаS – сульфид бария;

СuСl₂ – хлорид меди (II);

NaCN – цианид натрия;

CrN – нитрид хрома (III);

Mn₃Р₂ – фосфид марганца (II);

NH₄SCN – роданид аммония.

Названия средних солей кислородсодержащих кислот по международной номенклатуре складываются из латинского названия элемента – кислотообразователя с добавлением окончания –ит, если элемент – кислотообразователь проявляет низшую степень окисления, и окончания –ат, если элемент – кислотообразователь имеет высшую степень окисления. Затем дается название металла в родительном падеже с указанием его степени окисления. Так, соли кислот: HN⁺⁵O₃, Н₂S⁺⁶O₄, Н₃Р⁺⁵O₄, H₂Si⁺⁴O₃, –называются соответственно: нитратами, сульфатами, фосфатами, силикатами, а соли азотистой HN⁺³O₂ и сернистой Н₂S⁺⁴O₃ кислот – нитритами, сульфитами:

Na₂SO₄ – сульфат натрия;

Na₂SO₃ – сульфит натрия;

СuSO₄ – сульфат меди (II);

Сu(NO₃)₂ – нитрат меди (II).

Если кислотные остатки образованы элементом, обладающим различными степенями окисления, то названия образованных ими солей отличаются еще и приставками. Например, средние соли четырех кислот, образованных хлором, называются:

NaСl⁺¹O – гипохлорит натрия;

NaСl⁺³O₂ – хлорит натрия;

NaСl⁺⁵O₃ – хлорат натрия;

NaСl⁺⁷O₄ – перхлорат натрия.

Название последней соли, как и солей марганцовой кислоты НMnO₄, содержит приставку «пер». Это исторически сложившееся исключение, так как с такой приставки начинаются название солей надкислот, например

Na₂S₂O₃ – персульфат натрия;

K₂Cr₂O₁₂ – пероксохромат калия.

Если элемент образует соединения, в которых он присутствует в форме определенной функциональной группы или сложного иона (например, сульфурил, тионил), то название соответствующих солей заканчивается названием этой группы в родительном падеже:

SOСl₂ – хлорид тионила

SO₂F₂ – фторид сульфурила

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Основными способами получения средних солей являются:

1. Взаимодействие металла с неметаллом:

Са + Сl₂ = СаСl₂

2. Взаимодействие металла с кислотой:

Fe + Н₂SO₄ = FeSO₄+ Н₂

3. Взаимодействие металла с растворами солей менее активных металлов:

СuSO₄ + Fe = Сu + FeSO₄

4. Взаимодействие основного оксида с кислотным:

MgO + SO₃ = MgSO₄

5. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

MgO + Н₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

6. Взаимодействие кислотного оксида с гидроксидом:

2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O

7. Взаимодействие гидроксида с кислотой:

NaOH + HСl = NaСl + H₂O

8. Взаимодействие гидроксида (щелочи) с солью:

2NaOH + СuСl₂ = Сu (OH)₂ + 2NaСl

9. Взаимодействие кислоты с солью:

HСl + AgNO₃ = AgСl + HNO₃

10. Взаимодействие соли с солью:

ВаСl₂ + К₂SO₄ = ВаSO₄ + 2КСl

11. Взаимодействие аммиака с кислотой:

2NH₃+ Н₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

Многие соли хорошо растворимы в растворителях, обладающих большими величинами диэлектрической проницаемости, например, в воде: это соли уксусной кислоты, азотной кислоты, соли серной кислоты, кроме солей Са²⁺, Рb²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, соли галогеноводородных кислот HСl, HВr, НI, кроме солей Ag⁺, Рb²⁺. Из солей фосфорной, угольной и кремниевой кислот растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония (см. таблицу 2).

За исключением солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами, все соли при растворении подвергаются гидролизу.

Гидролиз хлорида цинка:

ZnСl₂ + HOH ZnOHСl + HСl

Уравнение реакции в ионном виде:

Zn²⁺ + HOH ZnOH⁺ + H⁺

Гидролиз карбоната лития:

Li₂СO₃ + HOH LiHСO₃ + LiOH

в ионном виде:

СO₃^2- + HOH HСO₃^- + OH^-

Для нормальных (средних) солей характерны следующие реакции, протекающие в направлении образования малорастворимых или малодиссоциированных веществ:

1. С солями:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + NaCl

2. С кислотами:

Na₂СO₃ + 2НCl = 2NaCl + H₂O + СO₂

3. Со щелочами:

СuCl₂ + 2KOH = Сu(OH)₂ + 2KCl

4. С металлами (более активными, чем тот, который входит в состав соли):

Hg(NO₃)₂ + Сu = Сu(NO₃)₂ + Hg

5. Термическая диссоциация:

t

MgСO₃ = MgO + СO₂

Таблица 2. Растворимость некоторых солей и оснований в воде.

Sn2+

Р

Р

Р

Р

–

Н

–

Р

–

–

–

Н

Н

Al3+

Р

Р

Р

Р

Р

–

–

Р

–

Н

–

Н

Н

Hg2+

Р

М

Р

Р

Р

Н

Н

–

–

–

Н

Н

–

Zn2+

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Ba2+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

Sr2+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

М

Н

М

Ca2+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

М

Н

Н

М

Н

М

Mg2+

Р

Р

Н

Р

Р

–

Н

Р

Н

Н

Р

Н

Н

Ag+

Н

Н

Н

Р

Р

Н

Н

М

Н

–

Н

Н

–

Cu2+

Р

Р

–

Р

Р

Н

Н

Р

–

–

Н

Н

Н

NH4+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

–

Р

Р

Р

K+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Na+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Li+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Ионы

Сl-

Вr-

I-

NO3-

CH3COO-

S2-

SO32-

SO42-

СO32-

SiO32-

CrO42-

РO43-

OН-

Кислые соли образуют многоосновные кислоты при неполном замещении их атомов водорода на металл.

Соли этого типа можно получить следующими способами:

1. При взаимодействии кислоты с недостаточным количеством гидроксида:

КOH + Н₃РO₄ = КН₂РO₄ + H₂O

2КOH + Н₃РO₄ = К₂HРO₄ + 2H₂O

2. При взаимодействии кислоты с недостаточным количеством основного оксида:

2Н₃РO₄ + СаО = Са(H₂РO₄)₂ + H₂O

3. При взаимодействии кислоты со средней солью, имеющей тот же кислотный остаток:

Н₂SO₄ + Na₂SO₄ = 2NaНSO₄

4. При взаимодействии щелочи или соли с ангидридом кислоты, взятом в избытке:

КOH + СO₂ = КHСO₃

СаСО₃ + СO₂ + H₂O = Са(НСО₃)₂

Названия кислых солей составляются по международной номенклатуре аналогично названиям средних солей, только присутствие в молекуле соли атомов водорода отмечается приставкой гидро– с соответствующим греческим числительным (моно–, ди–). Числительное моно– обычно опускается:

Са(HSO₄)₂ – гидросульфат кальция;

КH₂РO₄ – дигидрофосфат калия;

К₂HРO₄ – гидрофосфат калия;

NaНСO₃ – гидрокарбонат натрия;

Fe(HCO₃)₂ – гидрокарбонат железа (II).

Иногда в названиях солей двухосновных кислот приставка гидро– заменяется приставкой би–:

NaНСO₃ – бикарбонат натрия;

КHSO₄ – бисульфат калия;

NaНSO₃ – бисульфит натрия.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода кислоты, замещенных на атомы металла:

Mg(H₂PO₄)₂ – один атома водорода в молекуле кислоты замещен на атом металла;

К₂HРO₄ – два атома водорода замещены на атомы металла.

В водных растворах соли такого типа диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка:

К₂HРO₄ 2К⁺ + HРO₄^2-

Са(НСО₃)₂ Са²⁺ + 2НСО₃^-

В таких растворах частично присутствуют также ионы H⁺, РO₄^3-, СО₃^2- .

Кислые соли можно перевести в средние (нормальные) действием на них избытка гидроксида:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃ + 2H₂O

Основные соли являются продуктами неполного замещения гидроксильных групп в молекуле гидроксида кислотными остатками. Основные соли могут быть получены:

1. При неполной нейтрализации многокислотных гидроксидов:

2Сu(OH)₂ + Н₂SO₄ = (СuOH)₂SO₄ + 2H₂O

Са(OH)₂ + НCl = СаOHCl + H₂O

2. При взаимодействии средней соли с гидроксидом:

Bi(NO₃)₃ + 2КOH = Bi(OH)₂NO₃ + 2КNO₃

В средние соли основные соли переводятся действием на них избытка кислоты:

ZnOHNO₃ + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Количество основных солей, образованных данным гидроксидом, зависит от его кислотности.

Однокислотные гидроксиды: NaОН, КОН, LiOH, – основных солей не образуют.

Двухкислотным гидроксидам соответствуют основные соли одного типа:

Zn(OH)₂ ZnOHCl

Ва(OH)₂ (ВаOH)₂SO₄

Трехкислотным гидроксидам соответствуют основные соли двух типов:

Fe(OH)₂Cl

Fe(OH)₃

FeOHCl₂

Валентность основного остатка определяется количеством гидроксильных групп в гидроксиде, замещенных кислотными остатками:

[Al(OH)₂]⁺₂SO₄^2-

Al(OH)₃

AlOH²⁺SO₄^2-

Диссоциация основных солей в водных растворах протекает по схеме:

[Al(OH)₂]₂SO₄ 2Al(OH)₂⁺ + SO₄^2-

AlOHSO₄ AlOH²⁺+ SO₄^2-

По международной номенклатуре названия основных солей повторяют названия соответствующих средних солей с добавлением приставки гидроксо–. С помощью греческого числительного указывается количество гидроксильных групп в этих солях:

(SrOH)₂SO₄ – гидроксосульфат стронция;

Cr(OH)₂ Cl – дигидроксохлорид хрома (III);

FeOHСО₃ – гидроксокарбонат железа (III);

[Al(OH)₂]₂SO₄ – дигидроксосульфат алюминия.

Особые группы солей образуют двойные, смешанные, комплексные соли, галогенангидриды, карбиды, нитриды, силициды, бориды.

Двойные соли образованы одной и той же кислотой, но двумя различными металлами. Формулы и названия таких солей обычно начинаются с катиона, имеющего более низкую степень окисления. Кислотный остаток называется аналогично средними солями:

NaAlF₄ – фторид натрия–алюминия

KAl(SO₄)₂·24H₂O – сульфат калия–алюминия

NH₄MgPO₄ – фосфат аммония–магния

Смешанные соли в своем составе содержат анионы различных кислот и катионы одного металла. Например, соль CaCl(ClO) – соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClO) кислот, называется хлорид–гипохлорит кальция;

BaCl(NO)₃ – соль соляной и азотной кислоты, называется хлорид – нитрат бария.

Галогенангидриды – продукты полного или неполного замещения гидроксильных групп в молекулах кислородсодержащих кислот атомами галогенов. Так, фосфористой кислоте Н₃РО₃ соответствуют галогенангидриды PCl₃, PBr₃, которые называются соответственно трихлорангидрид и трибромангидрид фосфористой кислоты. Азотистой кислоте НNO₂ соответствует хлорангидрид NOCl.

Характерным свойством многих галогенангидридов является их способность при взаимодействии с водой образовывать необратимо две кислоты – галогеноводородную и соответствующую кислородосодержащую:

NOCl + Н₂О = НNO₂ + НCl

Карбиды – соединения металлов и некоторых неметаллов с углеродом. В зависимости от характера межатомных связей карбиды делятся на четыре группы:

1. Солеобразные карбиды образуют главным образом элементы I, II, III и частично IV,V, VI групп. Их можно рассматривать как продукты замещения металлом атомов водорода в метане СН₄ или ацетилене С₂Н₂, например,

Be₂C , ZnC₂, СаС_2,, Na₂C₂.

2. Карбиды с ковалентной связью (SiC, B₄C₃), отличающиеся тугоплавкостью, жаростойкостью, высокой твердостью и химической инертностью.

3. Карбиды – фазы внедрения атомов углерода в кристаллическую решетку из атомов металла (TiC, ZrC, VC, Mo₂C, W₂C). Они отличаются высокой твердостью и жаропрочностью.

4. Карбиды типа Fe₃C (Mn₃C, Ni₃C, Co₃C) растворяются в разбавленных кислотах с выделением смеси углеводородов с водородом и обладают более низкими температурами плавления и твердостью.

Основным методом получения карбидов является прокаливание при высоких температурах соответствующих металлов или их оксидов с углем в инертной (Ar , He) или восстановительной (H₂ , СО) атмосфере.

Нитриды – соединения металлов и некоторых неметаллов с азотом. Подробно карбидам, они делятся по типу химической связи на несколько групп:

1. Ионные или солеобразные нитриды. Их образуют s – элементы (щелочные и щелочноземельные металлы) и металлы подгрупп меди и цинка: Li₃N, Zn₃N₂,Cu₃N ,Be₃N₂.

Li – N – Li Zn= N– Zn – N= Zn

Li

Все представители этой группы являются полупроводниками, при высоких температурах неустойчивы.

2. Ковалентные нитриды (AlN, BN, Si₃N₄) образуются р – элементами и обладают свойствами либо полупроводника, либо диэлектрика. Устойчивость их значительно выше, чем у ионных нитридов. В машиностроении используется нитрид бора (боразон), обладающий твердостью, близкой к алмазу и стойкостью к нагреванию до 2000 ºС (алмаз сгорает при 900 ºС).

3. Металлоподобные нитриды образуются за счет ионной и металлической связи d и f – элементами (TiN, VN, CrN, Cr₂N и др.) Такие связи очень прочны, так как образованы при внедрении атомов азота в кристаллическую решетку металла за счет не только внешних s – электронов, но и глубоко расположенных d – электронов. Многие металлоподобные нитриды являются хорошими сверхпроводниками, обладают высокой химической стойкостью по отношению к кислороду воздуха, кислотам, расплавленным металлам.

Получаются нитриды либо при непосредственном взаимодействии металлов и азота:

2Al + N₂ =^tº 2AlN

либо действием на оксиды металлов азотом или аммиаком:

2TiO₂ + 4C + N₂ =^tº 2TiN +4CO

3Cu₂O + 2NH₃ =^tº 2Cu₃N + 3H₂O

Силициды – соединения кремния с металлами и некоторыми неметаллами (KSi, CaSi, SiC, Si₃N₄, TiSi₄). Силициды очень похожи на карбиды, однако они еще больше, чем карбиды приближаются к интерметаллическим соединениям. Для получения силицидов используют следующие методы:

1. Непосредственное соединение металлов с порошкообразным кремнием в защитной среде инертных газов

Na + Si = NaSi

2. Взаимодействие оксидов металлов с кремнием в вакууме

BaO + 2Si =^tº BaSi +SiO

3. Восстановление оксидов карбидом кремния

МеО + SiC = МеSi + CO

Силициды Сr, Mo, W, Ti и других металлов играют значительную роль при создании жаропрочных сплавов, стабилизируя их при высоких температурах.

Подобными свойствами обладают бориды этих же металлов. Бориды – это соединения металлов и некоторых неметаллов (С, Si) с бором. Они бывают солеобразного (Mg₃B₂) и несолеобразного (B₄C, CaB₆, AlB₂ ) типов. Многие бориды имеют высокую твердость, химическую стойкость, тугоплавкость. Так, борид циркония ZrB₂ плавится при температуре 3040 ºС.

Графические формулы солей

Графические формулы солей составляются исходя из графических формул соответствующих кислот путем замены атомов водорода в них на атомы металла с учетом его степени окисления. Например, составление графической формулы средней соли карбоната натрия Na₂CO₃ начинают с написания графической формулы угольной кислоты Н₂CO₃:

Н – О

Н₂⁺C⁴⁺O₃^2- С=О

Н – О

Затем заменяют одновалентные атомы водорода на одновалентные атомы натрия:

Na₂⁺C⁴⁺O₃^2- С=О

Из формулы следует, что кислород в данном соединении двухвалентен, углерод – четырех.

Графическая формула соли двухвалентного металла – карбоната кальция СаCO₃ будет иметь вид:

Са²⁺C⁴⁺O₃^2- Са С=О

Если в составе молекулы соли несколько кислотных остатков, то ее графическая формула составляется исходя из соответствующего количества графических формул кислот.

Пример: Fe₂³⁺(SO₄)₃^2- - соль серной кислоты Н₂SO₄

Графические формулы кислых солей, у которых в составе молекул имеются атомы водорода, незамещенные на металл, составляются аналогично формулам средних солей: Примеры: KHSO₄ – гидросульфат калия

Fe(H₂PO₄)₃ – дигидрофосфат железа (III)

В каждой из трех молекул фосфорной кислоты два атома водорода остаются в составе молекулы соли, и лишь один замещается атомом железа. В соответствии с валентностью этого металла он замещает три атома водорода по одному в каждой из трех молекул кислоты.

Графические формулы основных солей, производных гидроксидов, составляются следующим образом: вначале пишется графическая формула гидроксида, затем соответствующее число гидроксильных групп в нем замещается на кислотный остаток.

Примеры графических формул основных солей:

СаОНNО₃ – гидроксонитрат кальция

[Cr(OH)₂]₂SO₄ – дигидроксосульфат хрома (III)