Методичка к первой РК, страница 2

^{6 )} Если элемент образует только две кислоты, в названии кислоты с низшей степенью окисления кислотообразующего элемента всегда используется суффикс “ист(ая)”.

^{7 )} Реакции кислот с основаниями называются реакциями нейтрализации.

^{8 )} Вытеснять водород из кислот способны только металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода.

Практически все металлы (за исключением благородных) реагируют с окисляющими кислотами – азотной и серной концентрированной. При этом, вытеснения .водорода не происходит, а образуется продукт восстановления кислотного остатка

кислоты.

Пример. Взаимодействие окисляющих кислот с металлами.

3Cu+8HNO₃=3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O;

3Zn+4H₂SO₄(конц.)=3ZnSO₄+S+4H₂O.

4. Основания.

По Аррениусу основания – это вещества, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы ОН^. Например, при диссоциации гидроксидов калия и бария образуются ионы: КОН=К⁺+ОН^; Ва(ОН)₂=Ва²⁺+2ОН^.

Название основания складывается из слова “гидроксид” и названия катиона. Если катионом является ион металла, способный проявлять переменную степень окисления, в конце названия основания в скобках римской цифрой указывается значение степени окисления металла.

Пример. Названия оснований.

NaOH – гидроксид натрия;

NH₄OH – гидроксид аммония;

Ca(OH)₂ – гидроксид кальция;

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II);

Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде, в связи с чем они получили название щелочей. Щёлочи – силльные основания, все остальные основания – слабые.

Общим химическим свойством оснований является их способность вступать в реакции с носителями кислотных свойств – с кислотными оксидами и с кислотами.

Пример. Химические свойства оснований.

Са(ОН)₂+СО₂=СаСО₃+Н₂О;

2NaOH+H₂SO₄=Na₂SO₄+2H₂O.

Из вышеприведенных реакций обмена видно, что в них происходит замещение гидроксид-ионов основания тем или иным кислотным остатком. Количество гидроксид-ионов основания, способных обмениваться на анионы кислотных остатков, определяет кислотность основания. Так, КОН –однокислотное основание, Ва(ОН)₂ – двухкислотное .

При нагревании основания – гидроксиды металлов – разлагаются, образуя соответствующий оксид и воду. Например, Cu(OH)₂=CuO+H₂O.

Самым простым методом получения оснований является взаимодействие основных оксидов с водой. Таким способом можно получать щёлочи.

Пример. Получение щелочей. К₂О+Н₂О=2КОН; ВаО+Н₂О=Ва(ОН)₂.

Основания – труднорастворимые гидроксиды металлов – получают с помощью реакций обмена между щёлочью и соответствующей солью.

Пример. Получение труднорастворимого основания.

CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂+Na₂SO_4.

5. Соли.

Соли – это вещества, при первичной диссоциации⁹⁾ которых не образуются ни

ионы Н⁺, ни ионы ОН^-.

⁹) Первичная диссоциация заключается в разложении на ионы нейтрального химического соединения; при вторичной диссоциации происходит дальнейшее разложение сложных частиц, образовавшихся в первичном процессе. Например, AlOH(NO₃)₂=AlOH²⁺+2NO₃^ - процесс первичной диссоциации, а AlOH²⁺=Al³⁺+OH^  процесс вторичной диссоциации.

Пример. Первичная диссоциация солей.

NaCl=Na⁺+Cl^; Ca(HCO₃)₂=Ca²⁺+2HCO₃^; AlOH(NO₃)₂=AlOH²⁺+2NO₃^.

Все хорошо растворимые соли (см. таблицу растворимости) диссоциируют

полностью, все труднорастворимые – слабые электролиты.

По химическому составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли диссоциируют на катионы и анионы, не способные к вторичной диссоциации. Например, NaCl=Na⁺+Cl^; (NH₄)₂SO₄=2NH₄⁺+SO₄^2-. При диссоциации кислых солей образуются водородсодержащие анионы, могущие подвергаться вторичной диссоциации. Примером кислой соли является уже рассматривавшаяся соль Са(НСО₃)₂, вторичная диссоциация которой протекает согласно уравнению: НСО₃^=Н⁺+СО₃^2-. Отличительным признаком основных солей является наличие сложных катионов, содержащих гидроксид-ионы, способные отщепляться в процессе вторичной диссоциации. Примером основной соли является уже также рассматривавшаяся соль AlOH(NO₃)₂.

Получение солей можно осуществить несколькими способами. Типичной реакцией солеобразования является реакция нейтрализации.

Средние соли получаются при полной нейтрализации кислоты основанием (или наоборот).

Пример. Получение средней соли.

3Са(ОН)₂+2Н₃РО₄=Са₃(РО₄)₂+6Н₂О.

Кислые соли являются продуктами частичной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.

Пример. Получение кислой соли.

Са(ОН)₂+2Н₃РО₄=Са(Н₂РО₄)₂+6Н₂О или в случае также частичной, но более высокой степени нейтрализации кислоты: Са(ОН)₂+Н₃РО₄=СаНРО₄+2Н₂О.

Кислую соль можно получить также действием кислоты на среднюю соль.

Пример. Получение кислой соли из средней.

CaCO₃+H₂CO₃=Ca(HCO₃)₂

При нейтрализации незамещённых ионов Н⁺ кислой соли основанием образуется соответствующая средняя соль.

Пример. Получение средней соли из кислой.

Са(Н₂РО₄)₂+2Са(ОН)₂=Са₃(РО₄)₂+2Н₂О.

Основные соли – продукты частичной нейтрализации многокислотных оснований кислотами.

Пример. Получение основной соли.

3Са(ОН)₂+Н₃РО₄=(СаОН)₃РО₄+3Н₂О.

Вторым распространённым способом получения основных солей является взаимодействие оснований со средними солями.

Пример. Получение основной соли из средней.

2CuSO₄+2NaOH=(CuOH)₂SO₄+Na₂SO₄.

Будучи продуктом частичной нейтрализации многокислотного основания, основная соль может быть превращена в среднюю путем нейтрализации её незамещённых гидроксид – ионов кислотой.

Пример. Получение средней соли из основной.

(CaOH)₃PO₄+H₃PO₄=Ca₃(PO₄)₂+3H₂O.

Номенклатура солей базируется на названиях катионов и анионов, причём, в названии соли первым называется анион. Названия анионов включают корни латинских названий кислотообразующих элементов с суффиксами и префиксами, соответствующими суффиксам в названиях кислот, кислотными остатками которых они являются:

Кислота Анион

бескислородная …ид

…н(ая), …ов(ая), …ев(ая) …ат

…оват(ая) гипо…ат

…ист(ая) …ит

…оватист(ая) гипо…ит

Если катионом соли является ион металла, способного проявлять переменную степень окисления, в названии катиона римской цифрой в круглых скобках указывается значение степени окисления.

Пример. Названия солей.

КСN – цианид калия;

CaCO₃ – карбонат кальция;

Na₂SO₄ – сульфат натрия;

Na₂SO₃ – сульфит натрия;

KClO₄ – перхлорат калия¹⁰;

KClO₃ – гипохлорат калия;

KClO₂ – хлорит калия;

KClO – гипохлорит калия;

Fe(NO₃)₃ – нитрат железа (III);

Fe(NO₃)₂ – нитрат железа (II).

В названиях кислых солей к названию аниона добавляют приставку “гидро” и, если нужно, соответствующее числительное (моно-, ди-, три- и т.д.), обозначающее число атомов водорода. Например, СаНРО₄ – моногидрофосфат кальция, Са(Н₂РО₄)₂ – дигидрофосфат кальция.

Названия основных солей образуются аналогично – путём добавления приставки “гидроксо” и соответствующего числительного. Например, FeOH(NO₃)₂ – моногидроксонитрат железа (III), Fe(OH)₂NO₃ – дигидроксонитрат железа (III).

6. Амфолиты.

Амфолиты – это вещества, которые могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований. Типичными амфолитами являются амфотерные

гидроксиды металлов – гидроксиды, образованные металлами с промежуточными значениями степени окисления: +4, +3, иногда +2.¹¹⁾.

Пример. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.

Так как Al(OH)3 – амфотерный, он способен реагировать и с кислотами, и с основаниями:

2Al(OH)₃+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+6H₂O – проявление основных свойств;

Al(OH)₃+KOH=K[Al(OH)₄] ¹²⁾ – проявление кислотных свойств.

7. Комплексные соединения.

Комплексные соединения – это соединения, при первичной диссоциации которых образуются комплексные ионы. Например, комплексное соединение K₃[Fe(CN)₆] диссоциирует, образуя комплексный ион [Fe(CN)₆]^3- согласно уравнению: K₃[Fe(CN)₆]=3K⁺+[Fe(CN)₆]^3-.

¹⁰⁾ Исключение из правил. Соли хлорной HClO₄ и марганцовой HMnO₄ имеют не номенклатурные, а традиционные названия: перхлораты и перманганаты.

^{11) )} Амфотерные гидроксиды со степенью окисления металла, равной +2, следующие: Be(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Zn(OH)₂.

¹²⁾ При взаимодействии амфотерных гидроксидов с основаниями в водных растворах образуются комплексные соединения.

Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая

из центрального иона, называемого комплексообразователем, и других ионов или

нейтральных молекул, химически связанных с комплексообразователем, называемых лигандами. Число лигандов в комплексе называется координационным числом комплексообразователя. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.

Комплексный ион в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу. Например, в комплексном соединении K₃[Fe(CN)₆] комплексный ион [Fe(CN)₆]^3-, состоящий из комплексообразователя – иона Fe³⁺ и лигандов – ионов CN^-, является внутренней сферой соединения, а ионы К⁺ образуют внешнюю сферу.

Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl^- - хлоро, ОН^- - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках.

Пример. Названия комплексных соединений с комплексным анионом.

K[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат калия;

Na₃[CrCl₆] – гексахлорохромат (III) натрия;

K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (III) калия;