I.2.1.1. Номенклатура оксидов

1. Строго по международной номенклатуре оксиды называют: « оксид элемента» с указанием степени окисления или валентности элемента. Например, SO₃ – оксид серы (VI) или оксид серы (+6). Если степень окисления или валентность непеременные (единичные), то в названии их опускают. Например, CaO – оксид кальция.

Учитывая, что максимальная валентность азота в соединениях равна (IV) , оксид азота N₂O₅ правильнее называть оксид азота (+5).

Применительно к международной номенклатуре, можно давать названия с приставками, указывающими количество атомов кислорода (ди-, три-, тетра-, пента-): SO₂ – диоксид серы, Р₂О₅ – пентаоксид фосфора и т.д.

2. Сохранилась в употреблении русская номенклатура с применением слова «окись». Например, N₂O₅ – полупятиокись азота (учитывая число атомов кислорода, приходящихся на один атом азота), СО₂ – двуокись углерода, ОsО₄ – четырехокись осьмия.

3. Тривиальные названия имеют только некоторые оксиды, например, СО₂ – углекислый газ; СО – угарный газ; N₂O – «веселящий газ»; F₃O₄ – железная окалина.

4. Для кислотных оксидов применимо название, как ангидрида кислоты.

Например, Р₂О₅ - фосфорный ангидрид или ангидрид фосфорной кислоты.

1.2.1.2. Физические свойства: газы (CO₂), твердые (P₂O₅), окрашенные (Cu₂O), с запахом (SO₂), без запаха (NO), бесцветные или белые (СaO, CO₂), растворимые в воде (CaO, K₂O, SO₂ и др.), нерастворимые в воде (CuO, SiO₂)

1.2.1.3. Получение:

1) окисление (горением простых веществ):

S + O₂ à SO_{2 ,}

2 Ca + O₂ à 2CaO;

2) горение сложных веществ:

СН₄ + 2О₂ à CO₂ + 2H₂O;

3) разложение солей (t ⁰C)

СaCO₃ à CO₂ + CaO;

4) разложение твердых оснований с валентностью > I (t ⁰C):

Cu(OH)₂ à CuO + H₂O;

5) разложение некоторых кислот (t ⁰C):

H₂SiO₃ à SiO₂ + H₂O;

6) при окислении соответствующего металла оксидом другого менее активного металла (t ⁰C):

2Al + Cr₂O₃ à 2Cr + Al₂O₃;

7) при окислении низших оксидов и разложении высших (t ⁰C):

2SO₂ + O₂ à 2SO₃ +Q

4CrO₃ à 2Cr₂O₃ + 3O₂;

1.2.1.4. Химические свойства:

Основные	Кислотные
1. С водой СaO + H2O = Ca(OH)2 ↓ основание	1. С водой SO2 + H2O = H2SO3 кислота
2. C кислотами СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O соль + вода	3. С основаниями SO2 +2NaOH = Na2SO3+ H2Oсоль+ вода
3. Друг с Сa O +	другом SO2 = CaSO3 соль

Амфотерные оксиды

-реагируют со щелочами и кислотами, образуя соль и воду:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂O

Al₂ O₃ + 2NaOH = 2 NaAlO₂ + H₂O;

метаалюминат

натрия

-с водой не взаимодействуют.

I.2.2. Гидроксиды – сложные вещества, в которых элемент связан с группами «ОН» (гидроксо – или гидроксильными). Их можно рассматривать, как продукты взаимодействия соответствующих оксидов с водой при допущении, что эти оксиды с ней взаимодействуют.

Н – О

\

СО₂ + Н₂О à H₂CO₃ C = O

/

H – О

Na₂O + H₂O à Na₂O₂H₂ (2 NaOH) Na – O – H

Н – О

\

SiО₂ + Н₂О à H₂SiO₃ Si = O

/

H – О

Н – О

\

P₂ О₅ + 3Н₂О à H₆P₂ O₈ (3 H₃PO₄) H – O - P = O

/

H – О

O - H

/

FeO + H₂O à FeO₂H₂ ( Fe(OH)₂) Fe

\

O – H

Как видно из структурных формул с элементом могут быть связаны и

- ОН ( гидроксогруппы) и = О (оксогруппы).

Общая формула гидроксидов Э(ОН)_nO_m

Н → О O

\ //

H → O- Э : : : (O)

∙ | \\

(НО) ∙ O O

|

H

Чем больше оксогрупп (=О) и чем выше (более положительная) степень окисления определяющего химического элемента, тем слабее химическая связь между атомами водорода и кислорода, электроны сдвигаются к кислороду связи ОН и такое вещество диссоциирует, как кислота - с отрывом катиона водорода.

Сравним строение фосфорной и хлорной кислот:

Н – О O

\+5 +7 //

H – O - P = O Н – О – Cl = O

/ \\

H – О O

Согласно сказанному выше связь О – Н слабее в хлорной кислоте и этот гидроксид, как кислота, самый сильный в ряду химических элементов III периода.

I.2.2.1. Кислоты - сложные вещества, которые состоят из катиона водорода и кислотного остатка, т.е., при диссоциации в качестве катионов образуют только катионы водорода Н⁺.

Они делятся на кислородосодержащие - кислотные гидроксиды и на бескислородные. По числу атомов водорода - на одноосновные и многоосновные.

I.2.2.1.1. Физические свойства кислот:

1) жидкие (серная, хлорная);

2) твердые (фосфорная, борная);

3) летучие (сероводородная, соляная);

4) некоторые имеют запах (сероводородная);

5) некоторые имеют цвет (хромовая H₂CrO₄ - желтый раствор);

6) тяжелее воды (при приготовлении растворов следуй правилу: «Не лей воду в кислоту!»);

7) кислый вкус;

8) разъедают растительные и животные ткани.

I.2.2.1.2. Получение:

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ ;

2) взаимодействие некоторых простых веществ с водородом с Cl₂, Br₂ на свету:

H₂ + Cl₂ = 2 HCl ( c Br₂ , S, I₂ );

3) взаимодействие соли с кислотами (кислота менее летучая и более

сильная, чем та, которая образует реагирующую соль):

t

2NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCl ^↑ (см. в приложении ряд силы кислот);

^{ТВ. конц. газ}

I.2.2.1.3. Химические свойства кислот:

взаимодействие с металлами:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ ^↑ ;

взаимодействие с основными оксидами:

СaO + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O;

взаимодействиеие со щелочами и нерастворимыми основаниями:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

взаимодействие с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O;

взаимодействие с солями:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂;

Цвет индикаторов в кислой среде:

лакмус – красный

метилоранж – розовый

метиловый красный - красный;

Кислоты, содержащие элементы 3,4,5 групп дают мета- и орто – кислоты.

Мета кислоты содержат на одну молекулу воды меньше, чем ортокислоты:

НВО₂ и Н₃ВО_{3 ,} НAlО₂ и Н₃AlО₃ , НPО₃ и Н₃PО₄

Кислоты 6, 7 групп метакислот не имеют.

I.2.2.2. Основания (основные гидроксиды):

Гидроксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (исключая цинк и бериллий, свинец, олово), проявляют основные свойства и при диссоцииации в качестве аниона образуют только гидроксид-анион (О-Н группу).

Например, гидроксид натрия, гидроксид меди (+2 или II)

_{· ·}

NaOH: Na )))• · O· ( H

^{· ·}

R_Na R_H

И у атома натрия, и у атома водорода на внешнем уровне по одному электрону. Связь с ядрами разная в силу неодинаковой удаленности от них электронов: у натрия радиус атома больше, и этот электрон менее прочно связан с ядром, чем у водорода. При диссоциации отрывается гидроксид - анион ОН^- .

Таким образом, основания это – сложные вещества, содержащие положительно заряженные ионы металлов ( или аммония) и одну или несколько гидроксо- групп, или, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксогруппы.

В называниях оснований сохраняется слово «гидроксид», а затем добавляется: «такого-то металла» с указанием валентности или степени окисления.

По числу гидроксогрупп основания делятся на однокислотные, двухкислотные:

(КОН, Cu(OH)₂).

I.2.2.2.1. Физические свойства оснований: твердые вещества белые (NaOH, Ba(OH)₂) или окрашенные (Сu(OH)₂ , Ni(OH)₂); Щелочи – растворимые в воде основания

(NaOH, Ba(OH)₂.) Нерастворимые в воде основания - Fe(OH)₂, Cr(OH)₂ и др.

Особо надо сказать о гидроксиде аммония: NH₄OH. Это вещество растворимо в воде, но более правильное его называние - раствор аммиака в воде: NH₃ · H₂O. Процесс растворения происходит за счет образования водородных связей

между атомами азота аммиака и атомами водорода воды, или - атомами кислорода воды и атомами водорода аммиака.

I.2.2.2.2. Получение оснований:

1) при взаимодействии основных оксидов с водой получают щелочи:

СaO + H₂O = Ca(OH)₂;

2) взаимодействие щелочных (Na, K) и щелочноземельных (Ca, Ba) металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂^↑;

3) действие щелочей на растворимые соли:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄;

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ ↓+ 2NaOH;

I.2.2.2.3. Химические свойства:

-нерастворимых оснований:

1) взаимодействуют с кислотами:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O;

2) разлагаются при нагревании:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O;

-щелочей:

1) с кислотными оксидами:

SO₂ +2 NaOH =Na₂SO₃ + H₂O;

2) с амфотерными оксидами:

Al₂ O₃ + 2NaOH = 2 NaAlO₂ + H₂O;

3) с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (р-ция нейтрализации);

3) взаимодействие с солями:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄ ;

4) с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al):

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂;

5) индикаторы в щелочной среде:

а) фенолфталеин – малиновый

б) тимолфталеин – синий

в) метилоранж – желтый

г) лакмус – синий;

6) щелочи взаимодействуют со многими органическими веществами, например, омыляют жиры;

7) разъедают ткани и называются едкими (едкий натр);

8) гидроксиды ртути (II) и серебра (I) разлагаются в момент получения:

а) Hg(OH)₂ = HgO + H₂O;

б) 2 AgOH = Ag₂O + H₂O

I.2.2.3. Амфотерные гидроксиды -химические соединения, состоящие из металла, связанного с гидроксогруппой (степени окисления и валентности металлов в основном +3 и +4, за исключением гидроксида цинка и бериллия - +2).

Такие соединения взаимодействуют и с кислотами и с основаниями, то есть, проявляют кислотно - основную двойственность (амфотерность).

H₂O

Zn(OH)₂ = H ₂ZnO₂ ; Al(OH)₃ = H₃AlO₃

ортоалюминиевая HAlO₂

кислота метаалюминиевая

кислота

I.2.2.3.1. Химические свойства амфотерных гидроксидов:

1) с кислотами: Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O;

2) со щелочами: Zn(OН)₂ + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

цинкат натрия

ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Пример 1. Назовите оксиды: а) SnO₂; б) Аl₂O₃; в) N₂O₃

Решение и ответ:

а) степень окисления олова в данном оксиде +4. SnO₂ - оксид олова (IV);

б) степень окисления алюминия +3 - постоянная. Аl₂O₃ - оксид алюминия;

в) степень окисления азота в оксиде +3 . N₂O₃ - оксид азота (III).

Задание 1. Назовите оксиды: а) SO₃; б) ZnO; в) Cr₂O₃

Пример 2. Укажите xapaктep (основной, кислотный,

амфотерный) оксидов: а) SO₂;5) MgO; в) Sn О₂; г) Re₂О₇;

д) СO.

Решение:

а) SО₂ - оксид неметалла, кислотный, соответствует сернистой кислоте;

б) MgO - оксид элемента главной подгруппы II группы, основной;

в) SnO₂ - амфотерный;

г) Re₂О₇ - высший оксид (высшая степень окисления рения) элемента

элемента побочной подгруппы, кислотный;

д) СO - несолеобразующий оксид.

Задание 2. Укажите характер оксидов: а) SO₃; б) Аl₂O₃;

в) CrO₃ ( d-элемент в высшей степени окисления);

г) MnО₂ (d-элемент в средней степени окисления);

д) СаO.

Пример 3. Какие гидроксиды - кислоты, основания или амфотерные гидроксиды образуют в реакции с водой: а) оксид натрия; 5) оксид углерода (IY); в) оксид олова (II)?

. Решение:

Основным оксидам соответствуют гидроксиды - ­основания, кислотным оксидам - кислоты, амфотерным оксидам - ­амфотерные гидроксиды.

а) оксид натрия Na ₂О - основной, следовательно, в реакuии с водой образует оc- нованuе(растворимое в воде):

Na ₂O + Н₂О = 2NaOH;

б) оксид углерода (IV) CО₂ - кислотный, следовательно, в реакuии с водой образует кислоту:

СO₂ + Н₂О = H₂СО₃;

в) оксид олова (II) SnО - амфотерный, следовательно, в реакuию с водой не вступает, а соответствующий ему амфотерный гидроксид получают косвенным путем.

Задание 3. Какие гидроксиды - кислоты, основания или амфотерные гидроксиды образуют в реакции с водой: а) оксид серы (IV); б) оксид бария; в) оксид цинка?

Пример 4. Какие оксиды вступают в реакцию с соляной кислотой -HCl: а) СuO; б) SiO; в) BeO?

Решение:

а) оксид меди (II) CuО - основной, следовательно, в реакuии с кислотой образует соль и воду:

CuO + 2НCl = CuCl₂ + H₂O;

б) оксид кремния (IV) SiО₂ - кислотный, следовательно, в реакцию с кислотой не вступает;

в) оксид берилия BeО - амфотерный, следовательно, в реакuии с кислотой образует соль и воду:

BeO + 2НCl = BeCl₂ + H₂O.

Пример 5 . Какие оксиды вступают в реакцию с гидроксидом натрия -NaOH: а) FeO; б) SO₂; в) Al₂O₃?

. Решение:

а) оксид меди (II) CuО - основной, следовательно, в реакцию со щелочью не вступает;

б) оксид серы (IV) SО₂ - кислотный, следовательно, в реакцию со щелочью вступает и образует соль и воду:

SО₂ + 2NaOH=Na₂SO₃ + H₂O;

в) оксид алюминия Al₂O₃ - амфотерный, следовательно, в реакuии со щелочью образует соль и воду:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2Na AlO₂ + H₂O.

Задание 4. Какие из оксидов могут взаимодействовать с азотной

кислотой: а) оксид хрома (VI); б) оксид бария; в) оксид цинка?

Задание 5. Какие из оксидов могут взаимодействовать с основанием-

KOH: а) оксид хрома (VI); б) оксид бария; в) оксид берилия?

Задание 6. Какие из оксидов могут взаимодействовать с оксидом

кальция: а) MgO; б) CO₂; в) Al₂O₃?

Пример 6 . Составьте формулы гидроксидов, соответствующих оксидам: а) FeO; б) SO₂; в) Al₂O₃?

. Решение:

а) оксид железа (II) FeО - основной, следовательно, соответствующий гидроксид - основание, в формуле число гидроксогрупп (ОН) равно валентности металла (II) или степени окисления (+2); формула гидроксида - основания Fe(OH)₂;

б) оксид серы (IV) SО₂ - кислотный, следовательно, соответствующий гидроксид - кислота:

SО₂ + H₂O =Н₂SO₃ ;

в) оксид алюминия - амфотерный, следовательно, соответствующий гидроксид - амфотерен. Амфотерные гидроксиды, чаще, записывают в форме оснований - Аl(OH)₃.

Пример 7 . Составьте формулы а) гидроксида хрома(+3); б) фосфорной кислоты

Решение:

а) гидроксид хрома (+3) - амфотереный, формула Cr(ОН)₃; кислотная ортоформа - H₃CrO₃ и метаформа (с меньшим содержанием воды) - HCrO₂;

б) Данное название кислоты (-ная) соответствует максимальной валентности (степени окисления) фосфора (+5). Формулу кислоты можно вывести:

1) P ₂О₅ + H₂O =2НPO₃ - метафосфорная кислота

P ₂О₅ + 3H₂O =2Н ₃ PO₄ - ортофосфорная кислота;

2) общая условная формула гидроксида фосфора Р(ОН)₅ ; при последующем постепенном вычитании двух молекул воды получаются ортофосфорная и метафосфорная кислота, соответственно.

Пример 8 . В реакциях, с какими веществами проявляется амфотерный характер гидроксидов?

Решение: Амфотерность проявляется в их способности реагировать и с кислотами и с основаниями.

Задание 7. Составьте формулы: а) гидроксида марганца (+2);

б) хлорной кислоты (с высшей степенью окисления хлора); в) гидроксида свинца (+4) и его кислотных орто- и метаформ.

Задание 8. В какой из реакций гидроксид олова (+2) проявляет свойства кислоты:

Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + H₂O

Sn(OН)₂ + 2 NaOH = Na₂SnO₂ + 2H₂O ?

I.2.3. Соли – это соединения, которые состоят из основных и кислотных

остатков. (Из атомов металла или аммониевой групп, связанных с кисл. ост.)

Так, например, соль Na₂SO₄ состоит из основного остатка - катиона металла Na⁺ и кислотного остатка - SO₄^2- .

По химическому составу различают средние (нормальные), кислые, основные соли. Существуют более сложные соли: двойные, смешанные и комплексные.

I.2.3.1. Средние или нормальные соли - продукты полного замещения катионов водорода в кислоте катионами металла и полного замещения гидроксогрупп основания анионами кислотного остатка. Диссоциируют в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Согласно традиционной номенклатуре названия солей кислородосодержащих кислот составляют следующим образом: к корню латинского названия центрального атома добавляют окончание -ат (при высшей степени окисления кислотообразующего элемента) или -ит (для более низкой степени окисления) и далее остаток от основания в родительном падеже. Например, Na₂SO₄ - сульфат натрия, Na₂SO₃ - сульфит натрия. Если химический элемент образует более двух кислот, то к названию кислотного остатка добавляется приставка пер- и окончание -ат (при высшей степени окисления кислотообразующего элемента) либо приставка гипо- и окончание -ит (для более низкой степени окисления).

Например, NaClO₄ и KMnO₄ - перхлорат натрия и перманганат калия, соответственно; NaClO - гипохлорит натрия.

В названиях солей бескислородных кислот к корню латинского названия неметалла добавляют суффикс -ид и русское название металла: KI - иодид калия, СaS - сульфид кальция.

I.2.3.1.1. Получение средних солей

Взаимодействием:

1) - металлов с неметаллами:

2 K+Cl₂ =2KCl;

2) - металлов с кислотами:

а) Mg+ 2HCl = MgCl₂ + H₂ ^↑

б) 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃) + 2NO +4H₂O

разб.

Сu⁰ –2e =Cu⁺² 3 восстановитель, окисление

N⁺⁵ +3e =N⁺² 2 окислитель, восстановление;

3) - металлов с солями:

Сu + HgCl₂ = CuCl₂ + Hg;

4) - основных оксидов с кислотными оксидами: CaO + SO₃ = CaSO₄;

5) - основных оксидов с кислотами: CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O;

6) - кислотного оксида со щелочью: СO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O;

7) - кислоты со щелочью: NaOH + HCl = NaCl + H₂O

(реакция нейтрализации);

8) - кислоты с солью: СuCl₂ + H₂S = CuS _↓+ 2HCl;

9) - соли со щелочью: FeCl₃ + 3KOH = 3KCl + Fe(OH)_{3 ↓};

10) - соли с солью: NaCl + AgNO₃ =AgCl _↓ + NaNO₃

11) - металла со щелочью (Al, Zn и подобные):Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ +H₂;

12) - галогена со щелочью: Сl₂ + 2NaOH = KCl +KClO + H₂O;

I.2.3.1.2. Химические свойства

Взаимодействие:

1) с основаниями: CuSO₄ +2NaOH = Cu(OH)₂ ↓ +Na₂SO₄;

2) с кислотами: ВaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2HCl;

3) с металлами: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu;

4) с другой солью: NaCl + AgNO₃ = Ag Cl ↓+ NaNO₃;

I.2.3.2. Кислые соли – продукты неполного замещения атомов (катионов) водорода в кислоте атомами (катионами) металла. Их образуют многоосновные кислоты, например:

H₃PO₄ - фосфорная кислота NaH₂PO₄ - натрия дигидрофосфат

Na₂HPO₄ - натрия гидрофосфат

Количество кислых солей на единицу меньше основности кислоты.

В названии кислой соли атом (ион) водорода обозначают приставкой гидро-, а количество их, связанных с остатком кислоты - префиксом ди- ( моно- упускается), например: NaНCO₃ - гидрокарбонат натрия, NaH₂PO₄ - дигидрофосфат или дигидроортофосфат натрия.

I. 2.3.2.1. Получение

Взаимодействием

1) кислоты со средней солью этой же кислоты: H₂SO₄ + Na₂SO₄ = 2 NaHSO₄;

2) избытка кислоты с основаниями: H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O;

3) избытка кислотного оксида со щелочью: CO₂ + NaOH =NaHCO₃

или с солью той же кислоты: СO₂ + Na₂CO₃ + H₂O = 2NaHCO₃;

4) средней соли многоосновной кислоты с более сильной кислотой, взятой в недостатке:

Na₃PO₄ + 2HCl = NaH₂PO₄ + 2NaCl

Na₃PO₄ + HCl = Na₂HPO₄ + NaCl;

I.2.3.2. Основные соли – это производные многокислотных оснований, продукты неполного замещения гидроксогрупп основания анионами кислотного остатка.

Количество основных солей на единицу меньше кислотности основания.

Al(OH)₃ - гидроксид алюминия, Al(OH)₂Cl- дигидроксоалюминия хлорид,

AlOHCl₂ –хлорид гидроксоалюминия

В названии основной соли гидроксогруппу обозначают приставкой гидроксо-, а количество гидроксогрупп, связанных с атомом (ионом) металла - префиксом ди- ( моно- опускается), например: CuOНNO₃ - гидроксо нитрат меди (II) или меди (II) гидроксонитрат; (Fe(OH)₂)₂SO₄ - дигидроксосульфат железа (III).

I.2.3.2.1. Получение основных солей:

Взаимодействием

1) избытка многокислотного основания с кислотой:

Ba(OH)₂ + HCl = (BaOH) Cl + H₂O;

изб. гидроксохлорид бария

2) соли многокислотного основания с недостатком щелочи:

2СuSO₄ + 2NaOH = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄;

недост. гидроксосульфат меди (II)

В реакциях с кислотами основные соли и в реакциях со щелочами кислые соли образуют средние соли:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O

Na₂HPO₄ + 2 HCl = 2 NaCl + H₃PO₄

ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Пример 1. Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы гидроксидом кальция - Ca(OH)₂ и сернистой кислотой - H₂SO₃

Решение и ответ:

Возможные основные остатки - Ca²⁺ и CaOH^-, и кислотные остатки - SO₃^2- и HSO₃^-. Сочетая (комбинируя) катионы и анионы и вычитая молекулы воды, которые можно выделить по меньшему количеству H или OH, приходим к выводу, что существует три соли:

а) Ca²⁺ и SO₃^2- , получаем Ca SO₃ - сульфит кальция - средняя соль

б) CaOH^- и HSO₃^- , убираем молекулу воды, остается тоже Ca SO₃

в) Ca²⁺ и HSO₃^- , получаем Ca( НSO₃ )₂ - гидросульфит кальция - кислая соль;

г) CaOH^- и SO₃^2- , получаем (CaOH)₂ SO₃ - гидроксосульфит кальция - основная соль.

Задание 1. Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы гидроксидом кальция - Fe(OH)₂ и ортофосфорной кислотой.

Пример 2. Составьте формулы: а) карбоната хрома (+3); б) гидросульфата бария; в) дигидроксосульфита алюминия (или сульфита дигидроксоалюминия)

Решение

а) Сr ³⁺ и CO₃^2- - ион хрома и двухзарядный (двухвалентный) остаток угольной кислоты - карбонат-анион. Составляем формулу, учитывая валентности:Сr₂(CO₃)₃;

б) Ba²⁺ и анион, в котором с сульфат-ионом связан один катион водорода HSO₄^-. Составляем формулу: Ba(HSO₄)₂

в) катион, в котором ион алюминия Al³⁺ связан с двумя гидроксогруппами OH^- т.е., Al(OH)₂⁺ и анион SO₃^2-. Составляем формулу, учитывая валентности (заряды) этих двух ионов: (Al(OH)₂)₂ SO₃.

Задание 2. Составьте формулы солей: а) дигидрофосфата меди (+2);

б) нитрата кобальта (+3); в) гидроксохлорида железа (+3).

Пример 3. В реакциях между какими веществами возможно образование кислых солей: a) Сu(OH)₂ + H₃AsO₄; б) K₂SO₃ + H₂SO₃; в) Сa(OH)₂ + HNO₃; г) Ba(OH)₂ + CO₂ (изб.).

Решение

а) в реакции нейтрализации между данной многоосновной кислотой и основанием при условии избытка кислоты образуются кислые соли:

Сu(OH)₂ + H₃AsO₄= СuHAsO₄ + 2H₂O

гидроарсенат меди (II)

или Сu(OH)₂ + 2H₃AsO₄= Сu(H ₂AsO₄)₂ + 2H₂O;

дигидроарсенат меди (II)

б) в реакции между многоосновной кислотой и ее средней солью образуется кислая соль:

K₂SO₃ + H₂SO₃ = 2 KНSO₃;

в) при взаимодействии одноосновной кислоты с основанием образуется только средняя соль, а кислая не образуется;

г) в реакции между основанием и кислотным оксидом многоосновной кислоты, взятым в избытке, образуется кислая соль:

Ba(OH)₂ + 2CO₂ = Ba(HCO₃)₂

Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃+H₂O;

Задание 3. В реакциях, между какими веществами возможно образование кислых солей: a) Na₂S + H₂S; б) KOH + H₃PO₄; в) Al(OH)₃+ HBr; г) NaOH + SO₂ (изб.)

Пример 4. Допишите уравнение реакции, не изменяя коэффициенты:2FeSO₄ + 2 NaOH =

Решение:

В задачах такого типа подразумевается ответ на вопрос: « какой тип соли образуется - основная или средняя?» или « - кислая или средняя?». В данном случае должен быть дан ответ на первый вопрос, так как в реакции участвуют средняя соль и щелочь. Нужно решить: в избытке или в недостатке взята щелочь.

Для этого запишем уравнение получения средней соли и затем сравним коэффициенты:

FeSO₄ + 2 NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Здесь соотношение соли и щелочи 1:2, тогда как в условии задачи это соотношение составляет 2:2 или 1:1, то есть, щелочь взята в недостатке по сравнению с первым уравнением:

2FeSO₄ + 2 NaOH = (FeOH)₂ SO₄ ↓+ Na₂SO₄

Задание 3¹. Допишите уравнения реакций, не изменяя коэффициенты:

а) Сr(OH)₃ + H₂S = ; б) Ni(OH)₂ + H₃AsO₄ = ; в) MgCl₂ + KOH = ;

г) Сa₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = ; д) Fe(OH)₃ + 2HCl = ;pе) Al(OH)₂NO₃ + HNO₃ =

*Помните, что в реакциях с участием кислоты нужно выделить катионы водорода и гидроксид-анионы (смотри пример № 1) и выделить максимально возможное количество молекул воды в качестве одного из продуктов.

Задание 4. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

а) H₂S à KHS à K₂S à KHS à H₂S

б) Ba à BaOà Ba(OH)₂ à (BaOH)₂SO₄ à BaSO₄

*для избавления от катионов водорода или гидроксогрупп (полной нейтрализации) добавляйте, соответственно щелочь или кислоты.

в) S à SO₂ à NaHSO₃ à Na₂SO₃ à CaSO₃ à SO₂ à SO₃ à H₂SO₄

I.2.3.3. Смешанные соли: - содержат остатки разных кислот, например : CaOCl₂ -хлорид, гипохлорит кальция Сa - Сl

OCl

I.2.3.4. Двойные соли: - содержат катионы разных металлов : KAl(SO₄)₂ – сульфат калия алюминия

I.2.3.5. Комплексные соли: К₃[Al(OH)₄] – калия тетрагидроксоалюминат вещества особого состава и строения, относятся к классу комплексных соединений.

II. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

II.1. Понятие и определение.

Комплексные соединения – наиболее многочисленный класс неорганических соединений. Дать краткое и исчерпывающее определение этим соединениям трудно. Комплексные соединения также называют координационными. В химии координационных соединений переплетаются органическая и неорганическая химия.

До конца XIX века изучение комплексных соединений носило чисто описательный характер. 1893 год швейцарский химик Альфред Вернер создал координационную теорию. Суть ее заключается в следующем: в комплексных соединениях имеется правильное геометрическое размещение атомов или групп атомов, называемых лигандами или аддендами, вокруг центрального атома – комплексообразователя.

Таким образом, химия комплексных соединений изучает ионы и молекулы, состоящие из центральной частицы и координированных вокруг нее лигандов. Центральная частица – комплексообразователь и непосредственно связанные с ней лиганды, образуют внутреннюю сферу комплекса. Для неорганических лигандов, чаще всего, число их совпадает с координационным числом центральной частицы. Таким образом, координационное число – это общее число нейтральных молекул или ионов (лигандов), связанных с центральным атомом в комплексе

Ионы, находящиеся за пределами внутренней сферы, образуют внешнюю сферу, комплексного соединения. В формулах внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки.

лиганды

K₄ [Fe(CN)₆] [Fe(CN)₆]^4- - внутренняя сфера или комплексный ион

ион-комплексообразователь координационное

число

Комплексообразователями служат:

1) положительные ионы металлов (чаще d-элементы): Ag⁺ , Fe^2+, , Fe³⁺, Cu²⁺, Al³⁺ , Co³⁺ ; и др. ( ионы- комплексообразователи).

2) реже - нейтральные атомы металлов, относящиеся к d-элементам: (Сo, Fe, Mn и др.)

3) некоторые атомы неметаллов с различной положительной степенью окисления - B^+3, Si⁺⁴, P⁺⁵ и др.

Лигандами могут быть:

1) отрицательнозаряженные ионы (OH^- , Hal ^- , CN ^- -цианогруппа, SCN^- - тиоцианогруппа, NH₂^- -аминогруппа, и др.)

2) полярные молекулы: H₂O (название лиганда - «аква»), NH₃ («аммин»),

CO («карбонил»).

Таким образом, комплексными соединениями (координационными соединениями) называются сложные химические соединения, в составе которых имеются комплексные ионы, образованные центральным атомом в определенной степени окисления (или с определенной валентностью) и связанными с ним лигандами.

II.2. Классификация

I. По характеру лигандов:

1. Аквакомплексы (H₂O)

2. Гидроксокомплексы (OH)

3. Амминкомплексы (NH₃) - аммиакаты

4. Ацидокомплексы (с кислотными остатками - Сl^-, SCN^-, S₂O₃^2- и другие)

5. Карбонилкомплексы (СО)

6. Комплексы с органическими лигандами ( NH₂-CH₂-CH₂-NH₂ и др.)

7. Анионгалогенаты (Na [I Cl₄])

8. Аминокомплексы (NH₂)

II. По заряду комплексного иона:

1. Катионного типа - заряд комплексного иона - положительный

2. Анионного типа - заряд комплексного иона - отрицательный.

Для правильного написания комплексного соединения необходимо знать степень окисления центрального атома, его координациооное число, природу лигандов и заряд комплексного иона.

II.3. Координационное число можно определить как число σ - связей между нейтральными молекулами или ионами (лигандами) и центральным атомом в комплексе.

Величина координационного числа определяется, главным образом, размерами, зарядом и строением электронной оболочки комплексообразователя. Наиболее часто встречается координационное число 6. Оно характерно для следующих ионов: Fe²⁺, Fe³⁺, Co³⁺, Ni³⁺, Pt⁴⁺, Al³⁺, Cr³⁺, Mn²⁺, Sn⁴⁺.

K₃[Fe(CN)₆] , Na₃[Co(NO₂)₆], [Cr(H₂O)₆] Cl₃

гексацианоферрат (Ш) гексанитрокобальтат(Ш) гексааквахрома (Ш)хлорид

калия натрия

Координационное число 4 встречается у 2-хзарядных ионов и у алюминия или золота: Hg²⁺ , Cu²⁺ , Pb²⁺ , Pt ²⁺, Au³⁺ , Al³⁺.

[Cu(NH₃)₄] (OH)₂ - тетрааммин меди(II) гидроксид;

Na₂[Cu(OH)₄ ] – тетрагидроксокупрат (II) натрия

K₂ [HgI₄] – тетраиодомеркурат (II) калия;

H[AuCl₄] – тетрахлороаурат(III) водорода.

Часто координациооное число определяется как удвоенная степень окисления иона-комплексообразователя: у Hg²⁺ , Cu²⁺ , Pb²⁺ - координационное число равно 4; у Ag⁺, Cu⁺ - координационное число равно 2.

Для определения, расположения иоов во внутренней или внешней сфере нужно провести качественные реакции. Например, у K₃[Fe(CN)₆] -гексацианоферрата(III) калия. Известно, что ион железа (+3) образует с роданид (тиоционат)- анионом роданид железа (+3) темно-красного цвета.

Fe³⁺ +3 NH₄ SCN à Fe (SCN)₃ + 3NH₄⁺

При добавлении раствора роданида аммония или калия к раствору гексацианоферрата(III) калия окраски не наблюдается. Это говорит об отсутствии ионов железа Fe³⁺ в растворе в достаточном количестве. Центральный атом связан с лигандами ковалентной полярной связью (донорно-акцепторный механизм образования связи), поэтому реакция ионного обмена не идет. Наоборот, внешняя и внутренняя сферы связаны ионной связью.

II.4. Строение комплексного иона с точки зрения электронного строения комплексообразователя.

Разберем строение катиона тетраамминмеди (II):

а) электронная формула атома меди:

₂₉Сu +29 ) ) ) )

2 8 18 1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

3d¹⁰ ↑

4s¹

б) электронная формула катиона Cu²⁺:

Cu²⁺ ) ) ) ) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 4p⁰

2 8 17 0 3d⁹

4s^o :NH₃ :NH₃ : NH₃ : NH₃

CuSO₄ + 4: NH₃ -à [Cu(NH₃)] SO₄

[Cu(NH₃)] SO₄ à [Cu(NH₃)₄ ]²⁺ + SO₄^2-

ионная связь

ков. связь

по донорно- акцепторному механизму.

Упражнение для самостоятельного решения:

Изобразите строение комплексного иона [Fe(CN)₆]^3- по алгоритму:

а) напишите электронную формулу атома железа;

б) напишите электронную формулу иона железа Fe³⁺, убрав электроны с 4s подуровня и 1 электрон с 3d- подуровня;

в) перепишите электронную формулу иона еще раз, переведя электроны 3d- подуровня в возбужденное состояние путем их спаривания в ячейках этого подурвня

г) подсчитайте число всех свободных ячеек н