9

Контрольная работа: Классы неорганических соединений.

Методические указания и задания

к контрольной работе: Классы неорганических соединений.

I. Методические указания.

1. Общие положения.

По химическому составу все известные вещества можно разделить на 2 большие группы: органические и неорганические. Органическими являются соединения углерода; к неорганическим относятся соединения всех остальных элементов, а также все простые вещества - вещества, образованные атомами одного элемента, например, Fe, C, O₂, O₃.

Неорганические соединения включают 4 основных класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Среди неорганических соединений принято особо выделять также классы амфолитов (в контрольной работе – это амфотерные гидроксиды) и комплексных соединений.

2. Оксиды.

Оксид-это соединение любого элемента с кислородом, в котором атомы кислорода имеют отрицательную степень окисления, равную по величине двум^{1 )}. Например, Na₂O, CaO, P₂O₅.

Общим способом получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: С+О₂=СО₂; 4Al+3O₂=2Al₂O₃ и т.п.

Номенклатура оксидов основана на названиях элементов, например, Na₂O-оксид натрия, СаО-оксид кальция. Если оксид образован элементом, способным проявлять переменную степень окисления, в названии оксида обязательно указывается значение степени окисления элемента (римской цифрой в круглых скобках). Например, Р₂О₃-оксид фосфора (III), Р₂О₅-оксид фосфора (V).

В зависимости от химических свойств различают 3 типа оксидов: основные, кислотные и амфотерные.

Отличительным признаком основных оксидов является способность к химическому взаимодействию с носителями кислотных свойств: с кислотами и

кислотными оксидами. Основные оксиды образуют металлы с невысокой сте-

пенью окисления: +1 (как в Na₂O), +2 (как в СаО), иногда +3. Например, Na₂O, CaO - основные оксиды и их характерные свойства иллюстрируются следующими реакциями: Na₂O+SO₃=Na₂SO₄ - реакция с кислотным оксидом SO₃;

CaO+2HCl=CaCl₂+H₂O - реакция с соляной кислотой HCl.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов ^{2 )} способны реагировать с водой, образуя соответствующее основание. Например, СаО+Н₂О=Са(ОН)₂.

Кислотные оксиды в противоположность основным реагируют с носителями основных свойств: с основаниями и основными оксидами. Например, для оксида фосфора (V) как для кислотного оксида характерны следующие реакции:

¹⁾Степень окисления-это формальный электрический заряд, который имеет атом в соединении. Перераспределение электрических зарядов между атомами соединения происходит в результате оттягивания электронов от одних атомов другими. Поскольку изначально каждый атом электронейтрален, а электрон-отрицательно заряженная частица, атом, от которого электроны оттягиваются, приобретает избыточный положительный заряд, а атом, оттягивающий на себя электроны - отрицательный. Соответственно, в первом случае степень окисления положительна по знаку, во втором – отрицательна.

²⁾ Щелочными называют металлы главной подгруппы первой группы периодической системы (металлы IA – группы); к щелочноземельным относят три металла главной подгруппы второй группы (IIA – группы): Ca, Sr, Ba.

Р₂О₅+3К₂О=2К₃РО₄ - реакция с основным оксидом калия К₂О;

Р₂О₅+3Са(ОН)₂=Са₃(РО₄)₂+3Н₂О - реакция с основанием Са(ОН)₂.

Кислотными оксидами являются оксиды неметаллов, а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5 и выше). Например, оксиды Р₂О₅, СО₂, SO₃ - кислотные, т.к. они образованы неметаллическими элементами; кислотный характер оксида хрома (VI) CrO₃ обусловлен тем, что степень окисления металлического элемента -хрома в нём равна +6.

Почти все кислотные оксиды неметаллов могут вступать во взаимодействие с водой, образуя кислоту. Например, Р₂О₅+3Н₂О=2Н₃РО₄.

Фосфорная кислота Н₃РО₄, а также любая другая кислота, явно или формально могут рассматриваться как результат соединения соответствующего кислотного оксида с водой. По этой причине все кислотные оксиды принято называть ангидридами кислот.

Пример. Ангидриды кислот.

Р₂О₅ – ангидрид фосфорной кислоты Н₃РО₄;

SO₂ – ангидрид сернистой кислоты H₂SO₃;

CrO₃ – ангидрид хромовой кислоты H₂CrO₄.

Амфотерные оксиды способны проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов. Они образуются металлами с промежуточной степенью окисления: +4, +3, иногда +2.

Пример. Амфотерные оксиды металлов.TiO₂ – оксид титана (IV);

Al₂O₃ – оксид алюминия;

ZnO – оксид цинка.

Химические свойства амфотерных оксидов можно проиллюстрировать следующими реакциями амфотерного оксида алюминия:

Al₂O₃+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+3H₂O - проявление основных свойств;

Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O - проявление кислотных свойств³⁾.

3. Кислоты.

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса кислотами на

зывают вещества, которые в водных растворах диссоциируют (распадаются на

на ионы), образуя ионы водорода Н⁺. Например, из уравнений диссоциации серной кислоты Н₂SO₄=2H⁺+SO₄^2- и соляной кислоты HCl=H⁺+Cl^- видно, что в обоих случаях образуются ионы водорода; сопутствующий отрицательно заряженный ион (анион) кислоты принято называть кислотным остатком.

По химическому составу кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты). Название бескислородной кислоты образуется из русского названия кислотного остатка с окончанием “o”, затем следует слово “водород” c cуффиксом “н(ая)” и, наконец, слово “кислота”.

Например, HCl – хлороводородная кислота ⁴⁾, HCN – циановодородная кислота. Название оксокислоты начинается с прилагательного, образованного из корня русского названия кислотообразующего элемента и суффикса, зависящего от степени окисления элемента⁵⁾: для высшей степени окисления кислотообразующего элемента используется

суффиксы “н(ая)”, “ов(ая)”, “ев(ая)”; по мере понижения степени окисления

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

³⁾ Если реакция протекает в водном растворе, образуется не средняя соль NaAlO₂, а комплексное соединение - тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)₄] – согласно уравнению: Al₂O₃+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄].

⁴⁾ Для некоторых веществ принято использовать традиционные названия. Так,

HCl – хлороводородная кислота – называется обычно соляной кислотой.

⁵⁾ Максимальная степень окисления элемента для большинства элементов численно равна номеру группы в периодической системе.

суффиксы меняются в последовательности “оват(ая)”, затем “ист(ая)”⁶⁾ и, наконец, “оватист(ая)”.

Пример. Названия кислот.

H₂SO₄⁵⁾ – серная кислота;

H₂SO₃⁶⁾ – сернистая кислота;

H₃AsO₄⁵⁾ – мышьяковая кислота;

H₃AsO₃⁶⁾ – мышьяковистая кислота;

H₄GeO₄⁵⁾ – германиевая кислота;

HClO₄⁵⁾ – хлорная кислота;

HClO₃ – хлорноватая кислота;

HClO₂ – хлористая кислота;

HClO – хлорноватистая кислота.

В том случае, когда две кислоты одного и того же элемента с одной и той же степенью окисления различаются количеством атомов кислорода, к названию кислоты с большим числом атомов кислорода добавляется префикс “орто”, а к названию кислоты с меньшим числом атомов кислорода – префикс “мета”. Например, Н₃ВО₃ – ортоборная кислота, а НВО₂ – метаборная кислота.

По способности к диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые. Сильные кислоты, как и все сильные электролиты, диссоциируют на ионы полностью, слабые – частично. Из числа бескислородных кислот к сильным относятся только три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты – слабые. Среди оксокислот к сильным относятся кислоты, в которых степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше (исключение - азотная кислота HNO₃). Например, серная кислота H₂SO₄, где степень окисления кислотообразующего элемента – серы – равна +6 – сильная, а сернистая кислота H₂SO₃ с тем же кислото- образующим элементом, но имеющим степень окисления, равную +4 – слабая.

Из довольно многочисленного класса кислот наибольшую важность имеют кислоты неметаллических кислотообразующих элементов, такие как HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, HCl. Простейшим способом получения этих кислот является непосредственное соединение соответствующего оксида с водой: N₂O₅+H₂0=2HNO₃;

SO₃+H₂O=H₂SO₄; P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄. Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.

Общим для всех кислот химическим свойством является способность к взаимодействию с носителями основных свойств – с основными оксидами и с основаниями.

Пример. Химические свойства кислот.

H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂0⁷⁾;

2HCl+CaO=CaCl₂+H₂0.

Вышеприведенные реакции представляют собой реакции обмена, в которых ионы Н⁺ кислот замещаются катионами металлов. Количество ионов водорода, способных замещаться в кислоте на другие катионы, определяет её основность. Так, HCl – одноосновная кислота, H₂SO₄ – двухосновная, H₄GeO₄ – четырёхосновная.

Для большинства кислот типичными также являются реакции вытеснения из них водорода металлами ⁸⁾. Например, 2Al+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+3H₂.

__________________________________________________________________________