Тема 1.6 Классификация неорганических соединений и их свойства
творческая работа учащихся

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия - раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

• CuO - соответствует основанию Cu(OH)2
• Li2O - соответствует основанию LiOH
• FeO - соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
• Fe2O3 - соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
• P2O5 - соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

1. Основные

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Li2O + P2O5 → Li3PO4 (осн. оксид + кисл. оксид = соль)

Li2O + H3PO4 → Li3PO4 + H2O (осн. оксид + кислота = соль + вода)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

2. Амфотерные (греч. ἀμφότεροι - двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

Fe2O3 + K2O → (t) KFeO2 (амф. оксид + осн. оксид = соль)

ZnO + KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

3. Кислотные

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2, MnO3, Mn2O7.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

• SO2 - H2SO3
• SO3 - H2SO4
• P2O5 - H3PO4
• N2O5 - HNO3
• NO2 - HNO2, HNO3

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 - не реагирует с водой, так как продукт реакции - H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

Mn2O7 + H2O → HMnO4 (сохраняем СО марганца +7)

SO3 + H2O → H2SO4 (сохраняем СО серы +6)

SO2 + H2O → H2SO3 (сохраняем СО серы +4)

Несолеобразующие оксиды - оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:

• CO
• N2O
• NO
• SiO
• S2O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания - химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр - NaOH, едкое кали - KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода - реакция нейтрализации)

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH, которое распадается на NH3 и H2O)

LiOH + MgCl2 → LiCl2 + Mg(OH)2↓

KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами - с образованием соли и воды, так и с основаниями - с образованием комплексных солей.

Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода - при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота - химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней - часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H3BO3 является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H3PO3 - двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода - реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду - угольная и сернистая кислоты:

• H2CO3 → H2O + CO2↑
• H2SO3 → H2O + SO2↑

Записать эти кислоты в растворе в виде "H2CO3 или H2SO3" - будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде - виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной - серную кислоту. Природу не обманешь :)

K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной - соляной кислоты - получили более слабую - сероводородную)

K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной - серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота - H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соли

Соль - ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль - NaCl.

По классификации соли бывают:

1. Средние - продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
2. Кислые - продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
3. Основные - продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
4. Двойные - содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2
5. Смешанные - содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
6. Комплексные - содержат комплексный катион или анион - атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)4] (тетрагидроксохромат натрия)

Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)

Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в избытке - получается кислая соль, если же в избытке дано основание - средняя соль.

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 (кислота дана в избытке)

2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O (основание дано в избытке)

Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.

Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑ (сильная кислота - соляная, вытесняет слабую - угольную)

MgCl2 + LiOH → Mg(OH)2↓ + LiCl

K2SO4 + H2SO4 → KHSO4 (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы сделать из кислой соли - среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O (кислая соль + основание = средняя соль)

Классификация неорганических соединений и их свойства.

1.Оксиды.

2. Кислоты.

3. Основания.

4. Соли.

5. Понятие о гидролизе солей. Среда водных растворов солей: кислая, нейтральная, щелочная. Водородный показатель рН раствора.

1. Оксиды

Среди неорганических соединений, состоящих из атомов двух элементов, наибольшее значение имеют оксиды.

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — кислород в степени окисления -2. Оксиды делят на два больших класса.

1. Несолеобразующие оксиды. Это оксиды, которые не взаймодействуют ни с кислотами, ни с щелочами, потому солей не образуют. Таких оксидов немного: N2О, NO, СО. Этим оксидам не соответствует ни кислота, ни основание с такой же степенью окисления атома элемента, образующего оксид.
2. Солеобразующие оксиды. Этот класс в свою очередь делится на три группы.

Основные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют основания:

Na2О→NaOH; СаО→ Са(ОН)2; MgO→Mg(OH)2

Как правило, основные оксиды — это оксиды металлов в низких (+1, +2) степенях окисления. Но есть исключения. Haпример, оксиды ZnO, ВеО и некоторые другие относят к амфотерным.

Кислотные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют кислоты:

+4 +4 +5 +5 +6 +6

SО2 → H2SО3; N2О5 → HNО3; CrО3 → H2CrО4

Как правило, кислотные оксиды — это оксиды неметаллов (за исключением несолеобразующих), а также оксиды металлов в высоких степенях окисления.

Амфотерные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды:

ZnO → Zn(OH)2; Al2O3 → А1(ОН)3; Сг2О3→ Сг(ОН)3

Амфотерные свойства проявляют оксиды некоторых металлы в степенях окисления +2, +3, +4.

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с кислотами и щелочами. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:

Na2О + 2НС1 = 2NaCl + Н2О

MgO + H2SО4 = MgSО4 + Н2О

Аналогично кислотные оксиды реагируют с щелочами, так же образуя соль и воду:

SО2 + 2KOH = К2SO3 + H2O

CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O

Амфотерные оксиды, как своеобразные химические хамелеону, «стараются подстроиться» под реагент: с кислотами ведут себя подобно основным оксидам, а с щелочами проявляют свойства кислотных оксидов. Именно эта двойственность и обуслови- 1а название этого типа оксидов (греч. amphoteros — оба). В обоих случаях в результате реакции образуются соль и вода:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2+ H2O (сплавление)

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Взаимодействие с водой. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Li2O + Н2O = 2LiOH

СаО + Н2O = Са(ОН)2

Последнюю реакцию часто называют гашением извести. Дело в том, что оксид кальция называют негашеной известью, а гидроксид кальция — гашеной известью. Отсюда и название процесса.

Многие кислотные оксиды также взаимодействуют с водой, образуя при этом кислоты:

so3 + н2о = H2SO4

СгO3 + Н2O = Н2СгO4

А вот амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

Взаимодействие основных и кислотных оксидов друг с другом. Будучи противоположными по химическому характеру основные и кислотные оксиды способны взаимодействовать между собой. В результате образуются соли:

СаО + СO2 = СаСО3

3Na2O + Р2O5 = 2Na3PO4

Основные способы получения оксидов

Оксиды можно получить сжиганием простых веществ, чаще всего неметаллов, в воздухе или кислороде. Так получают оксид серы(IV), оксид фосфора(V):

S + O2 = SO2

4Р + 5O2 = 2Р2O5

Если простые вещества относительно дороги или малоактивны, обжигу подвергают их соединения. Например, оксиды некоторых металлов получают обжигом сульфидных руд (сульфид металлов):

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

Каталитическим окислением аммиака получают оксид азота(II) — это первая стадия получения в промышленности азотной кислоты:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6Н2O

2NO + O2 = 2NO2

4NO2 + 2Н2O + О2 = 4HNO3

Оксиды образуются в результате реакций термического разлп! жения солей, гидроксидов металлов, кислот:

СаСО3 = СаО + СO2

Cu(OH)2 = СuО + Н2O

H2SiO3 = SiO2 + Н2O

Роль оксидов в жизни человека

В повседневной жизни мы постоянно имеем дело с оксидами металлов и неметаллов. Главный оксид на планете Земля — вода. Хотя все в нашей жизни относительно. Разве могла бы существовать планета без оксидов кремния и алюминия, составляющим основу земной коры, оксидов металлов, входящих в состав многих минералов и горных пород. Круговорот углерода — главного элемента жизни на планете — не мог бы осуществляться без участия оксида углерода (IV). Из двух оксидов — углекислого газа и воды - зеленые растения в результате фотосинтеза образуют органические вещества и выделяют в атмосферу живительный кислород.

Оксиды металлов — главное сырье металлургического производства. Оксиды алюминия, хрома, ванадия и некоторых других металлов используют в качестве катализаторов в химической промышленности в производстве стекла, цемента, строительных материалов, удобрений и многого другого.

У оксидов много «гуманитарных» профессий. Оксиды металлов, например, являются пигментами красок, используемых в живописи, в качестве антикоррозионных или декоративных покрытий (табл.).

Краску получают, растирая пигмент в виде тонкого порошка со связующим — водой, высыхающими растительными маслами, эмульсиями, органическими растворителями.

Отдельные представители оксидов

Оксид углерода(IV)) СO2 (углекислый газ). Дыхание — один из процессов, присущих только живым организмам. Содержание углекислого газа в воздухе составляет в среднем 0,03 %. Выдыхаемый человеком воздух содержит уже около 4 % СO2. За сутки человек выдыхает примерно 1 кг углекислого газа. Но даже шесть миллиардов человек населения Земли не выдыхают углекислого газа столько, сколько его поступает в атмосферу в результате сжигания различных видов топлива, — более 10 млрд т ежегодно!

При большом содержании в воздухе углекислый газ ядовит. В закрытом помещении в результате дыхания содержание кислорода в воздухе постепенно понижается, а концентрация углекислого газа растет. При повышении содержания СO2 в воздухе До 0,2 % появляется головокружение, тошнота, резкое снижение Работоспособности.

Зеленые растения в процессе фотосинтеза поглощают углекислый газ и выделяют кислород. Большой тыквенный лист в течение дня на ярком солнечном свете в результате фотосинтеза поглощает 200 л углекислого газа, как раз столько, сколько выдыхает за то же время один человек. В результате в воздух выделяется такой же объем кислорода.

Углекислый газ малорастворим в воде. В одном литре жидкой воды растворяется примерно 1 л газообразного СO2. Но, учитывая колоссальные запасы воды на Земле, понятно, что растворенного углекислого газа несравнимо больше, чем содержится в атмосфере. Наземным растениям поглощать углекислый газ помогает планктон — крошечные растительные организмы, населяющие поверхностный слой океанов и морей.

Люди научились использовать углекислый газ с пользой себя. Оксидом углерода(IV)) газируют напитки, тушат пожары, используют при производстве сахара и пищевой соды, удобрения мочевины и некоторых других соединений.

Антропогенное воздействие на окружающую среду приводит к постепенному увеличению содержания углекислого газа в атмосфере нашей планеты. Ученые считают, что накопление углекислого газа в воздухе — одна из причин парникового эффекта Парниковый эффект приводит к глобальному потеплению климата. Чтобы понять сущность парникового эффекта, вспомните, как нагревается автомобиль изнутри, когда он стоит на солнце с за крытыми окнами. Причина в том, что солнечный свет проникает через стекла и поглощается сиденьями и другими предметами салона. При этом световая энергия превращается в тепловую, которую предметы отражают в виде инфракрасного излучения. В отличие от света оно почти не проникает сквозь стекла наружу. За счет этого повышается температура. То же самое происходит в теплицах и парниках, отчего и произошел термин «парниковый эффект Аналогично солнечный свет нагревает поверхность Земли, а тепловая энергия атмосферой задерживается. Причем тем значительнее, чем больше содержание в воздухе углекислого газа.

Распознают углекислый газ либо с помощью горящей лучинки, которая гаснет в его атмосфере (углекислый газ не поддержи вает горение), либо по помутнению известковой воды:

СO2 + Са(ОН)2 = СаСО3!+ Н2O

Оксид кремния(IV) SiO2. Если гидросфера Земли - это водная оболочка планеты, то основу земной коры составляют соединения кремния. В результате эрозии скалы горные породы превращаются в песок, состав которого можно выразить формулой SiО2. Песок — это только одна из форм кремнезема, того же многоликого оксида кремния. Кремнеземный камень (или кремень) был основным орудием для высекания огня у первобытных людей. Трудно себе представить, что самый распространенный в земной коре минерал кварц и чистый, как слеза, горный хрусталь, нежно-фиолетовый аметист и завораживающий сердолик, полосатые агат и оникс — это одно и то же с химической точки зрения вещество. Такими разными их делают содержащиеся примеси и условия, в которых они «созревали».

Неверно было бы полагать, что оксид кремния(IV) встречается только в неживой природе. Его содержат некоторые растения (диатомовые водоросли, хвощ) и даже животные (например, кремниевые губки), в которых это вещество «отвечает» за образование твердых скелетных частей, тканей или колючек.

Оксид кремния(IV) — замечательный «строитель». Из него изготавливают цемент, добавляют в качестве наполнителя в бетон и цементные растворы.

Люди давным-давно используют керамическую посуду, восхищаются хрупкой красотой фарфора, превращают стеклянную массу в миллионы уникальных изделий (рис. 5.2).

Оксид углерода (П) СО (угарный газ). Это бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. Он очень ядовит: попадая при дыхании в кровь, прочно соединяется с гемоглобином, лишая его тем самым способности переносить кислород. При вдыхании воздуха, содержащего 0,1 % СО, человек может внезапно потерять сознание и умереть. Угарный газ образуется при неполном сгорании топлива. Его выделяют в атмосферу плохо отрегулированные автомобильные двигатели, многочисленные химические предприятия.

Оксид серы(IV) SO2 (сернистый газ). Этот газ попадает в воздух в результате работы химических предприятий, при сжигании мазута и угля в котельных и на теплоэлектростанциях. Источником сернистого газа являются также терриконы - искусственные холмы, образованные отвалами пустой породы при добыче каменного угля. Сернистый газ наряду с оксидами азота, попадающими в атмосферу, становится причиной образования так наущаемых кислотных дождей. Поглощая влагу атмосферного воздух, кислотные оксиды превращаются в кислоты, которые с осадками выпадают на землю. Кислотные дожди пагубно влияют на растительность, в первую очередь на сельскохозяйственные культуры, усиливают коррозию металлических конструкций, разрушают строения и памятники культуры.

2. Кислоты. Поскольку оксид меди (II) нерастворим в воде, а вода является очень слабым электролитом, в ионном уравнении реакции формулы этих веществ записывают в молекулярном виде:

СuО + 2Н+ → Сu2+ + Н2O

Сущность рассматриваемых реакций состоит во взаимодействии оксида меди (II) с катионами водорода, что и отражает одинаковое ионное уравнение как для азотной, так и для серной кислоты

Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов. Из курса основной школы вам известна реакция нейтрализации - взаимодействие кислоты с щелочью, в результате которого образуются соль и вода; например:

NaOH + HNO3 = NaNO3 + Н2O

Н+ + он- = н2о

Взаимодействие кислот с солями. С солями кислоты взаимодействуют, если в результате реакции образуется осадок или газ.

Качественной реакцией на галогенид-ионы X– (кроме ионов F–) является реакция с раствором нитрата серебра (I) (точнее — с катионами серебра (I):

AgNO3 = Ag+ + NO3:

Ag+ + X- = AgX↓

По цвету осадка можно определить, ионы какого галогена присутствовали в растворе. Творожистый осадок хлорида серебра (I) белого цвета, бромида серебра (I) - светло-желтого, а иодида серебра (I) — желтого цвета.

Качественной реакцией на серную кислоту и ее соли является реакция с раствором соли бария:

H2SO4 + ВаС12 = BaSO4↓ + 2НСl

SO42- + Ва2+ = BaSO4↓

Качественной реакцией на соли угольной кислоты (карбонат- или гидрокарбонат-ионы) является их взаимодействие с кислотами:

Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + Н2O + Сl2↑

CO32-+ 2Н+ = Н2O + СO2↑

Основные способы получения кислот

Бескислородные кислоты получают двумя основными способами. Первый заключается в синтезе соответствующих водородный соединений неметаллов из простых веществ с последующим растворением их в воде. Так в промышленности получают хлороводородную (соляную) кислоту:

Н2 + С12 = 2НСl

Аналогично можно получить и другие галогеноводордные кислоты.

Второй способ заключается в вытеснении галогеноводородов из твердых солей концентрированной серной кислотой:

2NaCl + H2SO4(kohц.) = Na2SO4 + 2НС1

Кроме бескислородных кислот вытеснением из солей серной кислотой получают и некоторые кислородсодержащие кислоты, например фосфорную:

Са3(РO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2Н3РO4

В последнем случае кислоту отделяют от малорастворимого сульфата кальция фильтрованием или отстаиванием. Получаемую таким образом кислоту используют для производства фосфорных удобрений. Чистую фосфорную кислоту получают термическим способом в несколько стадий, используя в качестве сырья фосфат кальция:

Са3(РO4)2 + 3SiO2 + 5С = 3CaSiO3 + 2Р + 5СО

4Р + 5O2 = 2Р2O5 Р2O5 + ЗН2O = 2Н3РO4

Аналогично взаимодействием кислотного оксида с водой получают некоторые другие кислородсодержащие кислоты:

so3 + н2о = H2SO4

Азотную кислоту получают растворением в воде оксида азота(1У) в присутствии кислорода:

4NO2 + 2Н2O + O2 = 4HNO3

Отдельные представители кислот

Серная кислота H2SO4. Алхимики впервые получили серную кислоту из сульфата железа (II), который называли железным купоросом. Им удалось получить бесцветную маслообразную жидкость, которую назвали «купоросным маслом». Это и была сравнительно чистая серная кислота.

Серная кислота оказалась одной из самых сильных кислот, Известных алхимикам. Она реагировала с большинством металлов. растворяла минералы, обугливала древесину, бумагу и ткани. Понятно, что попадание кислоты на кожу вызывает сильные химические ожоги. При работе с концентрированной серной кислотой соблюдают меры предосторожности: надевают резиновый фартук, перчатки, лицо защищают маской.

Концентрированная серная кислота очень гигроскопична, т.е жадно поглощает влагу. Это свойство используют для осушки некоторых газов.

Серная кислота хорошо растворяется в воде, при этом выделяется большое количество теплоты. Если приливать воду в концентрированную кислоту, за счет выделяющейся теплоты вода закипает и разбрызгивается. Это очень опасно! Поэтому, приготавливая раствор, серную кислоту тонкой струйкой вливают в воду (а не наоборот!) при постоянном перемешивании.

Серную кислоту применяют для получения солей, красителей, удобрений, взрывчатых веществ, лекарств, для очистки нефтепродуктов, травления металлов. Раствор серной кислоты в качестве электролита используют в свинцовых аккумуляторах.

Хлороводородная (соляная) кислота НСl. Алхимики замети ли, что при прокаливании все того же железного купороса с обыкновенной поваренной солью получается удушливый газ — «дух из солей» или «кислый спирт». Это был газ хлороводород. Растворяя хлороводород в воде, получали кислоту, которую назвали соляной.

Растворимость газообразного хлороводорода в воде ограничена, поэтому соляной кислоты концентрацией более 40 % не бывает. Концентрированная соляная кислота «дымит» на воздухе: выделяющийся хлороводород, поглощая водяные пары, образует мельчайшие капельки кислоты. Конечно, склянку с концентрированной соляной кислотой нужно держать плотно закрытой, иначе понижается массовая доля хлороводорода в растворе, а выделяющиеся пары вызывают сильную коррозию окружающих металлических предметов.

Соляную кислоту используют для получения ее солей, обработки руд, травления металлов, в химическом синтезе. Очень разбавленный раствор соляной кислоты даже употребляют в лечебных целях при пониженной кислотности желудка.

В желудке соляная кислота выполняет несколько функций! Во-первых, она участвует в процессе переваривания пищи, расщеплении белков, жиров, углеводов. Вторая функция дезинфицирующая: большинство болезнетворных микроорганизмов гибнут в кислой среде. Желудочный сок начинает выделяться уже тогда, когда вы начинаете пережевывать пищу. Поэтому жевать резинку на голодный желудок очень вредно: в отсутствие пищи соляная кислота разрушительно действует на стенки желудка. Кроме того, вид постоянно жующего человека — не самое эстетичное зрелище.

Фосфорная кислота Н3РO4. Эта кислота тоже имеет «алхимические корни».

Впервые ее научились получать из... костей, в состав которых входит фосфат кальция Са3(РO4)2. После открытия фосфора появилась возможность получать чистую фосфорную кислоту сжиганием этого вещества и растворением образующегося оксида фосфора Р2O5 в воде.

Оказывается, твердые кислоты тоже бывают, и фосфорная кислота - тому пример. Это белая твердая масса, прекрасно растворяющаяся в воде, очень гигроскопична. На воздухе кристаллы фосфорной кислоты расплываются за счет поглощения влаги и превращаются в вязкую жидкость.

Фосфорная кислота в отличие от серной и соляной не такая сильная и не столь агрессивная. Тщательно очищенная фосфорная кислота применяется даже в пищевой промышленности для подкисления напитков.

Многотоннажное производство фосфорной кислоты началось после того, как ее соли стали применять в качестве удобрений. Сырьем для ее получения служат содержащие фосфор минералы: фосфориты и апатиты.

3. Основания.

Еще одним важнейшим классом неорганических соединений являются основания. В состав оснований входят атомы металлов и группы —ОН, называемые гидроксогруппами.

Основания — это сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп.

Общая формула оснований М(ОН)n где М — металл, п — число гидроксогрупп. К основаниям также относится водный раствор аммиака (гидрат аммиака), имеющий формулу NH3•H2O (или NH4OH).

Однако гидроксиды, соответствующие амфотерным оксидам (гидроксиды цинка, хрома(III), алюминия, бериллия и др.), называют не основаниями, а амфотерными гидроксидами.

Названия оснований и амфотерных гидроксидов, как и оксидов, строятся очень просто:

Например, NaOH - гидроксид натрия, Mg(OH)2 — гидроксид магния, Ва(ОН)2 — гидроксид бария, Сг(ОН)3 — гидроксид хрома(III).

Все гидроксиды металлов по отношению к воде можно разделить на две группы: растворимые в воде и нерастворимые. К растворимым основаниям относятся гидроксиды калия, натрия, бария, гидрат аммиака и др. Нерастворимые основания " это гидроксид железа Fe(OH)2, Fe(OH)3, гидроксид марганцаМn(ОН)2, все амфотерные гидроксиды. Такое деление условно. Во-первых, абсолютно нерастворимых веществ не существует просто для некоторых растворимость настолько мала, что ею можно пренебречь. Во-вторых, существуют основания, занимающие промежуточное положение между растворимыми и нерастворимыми. Например, гидроксид кальция Са(ОН)2 относят к малорастворимым веществам.

Особую группу растворимых в воде оснований химики называют щелочами. К щелочам относятся гидроксиды элементов главной подгруппы I группы Периодической системы Д.И.Менделеева (их так и называют — щелочные металлы), а также гидроксиды бария, стронция и кальция (щелочноземельных металлов).

Если рассматривать основания с позиций теории электролитической диссоциации, можно сформулировать еще одно определение:

fОснования — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-ионы ОН-.

Щелочи в водном растворе полностью диссоциируют на ионы, например:

NaOH = Na+ + ОН–

Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2OН-

Гидрат аммиака — слабое основание, в водном растворе лишь незначительно распадается на ионы, т.е. диссоциирует обратимо:

NH3 • Н2O = NH4+ + ОН-

Если в растворе присутствуют гидроксид-ионы, то такой раствор имеет щелочную среду.

Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

Водные растворы щелочей мылкие на ощупь, разъедают кожу, ткань, изменяют окраску индикаторов. Лакмус становится синим, метиловый оранжевый - желтым, фенолфталеин — малиновым. Так с помощью индикаторов можно обнаружить щелочную среду растворов.

Взаимодействие с кислотами. Объединяет все группы гидроксидов металлов их общее свойство — взаимодействие с кислотами с образованием солей. Эту реакцию дают щелочи, нерастворимые в воде основания, амфотерные гидроксиды, гидрат аммиака.

Реакцию нейтрализации между щелочью и кислотой мы уже Упоминали выше:

Ва(ОН)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2Н2O

ОН- + Н+ = н2о

С кислотами реагируют и нерастворимые в воде основания, д амфотерные гидроксиды. Поскольку в водном растворе нерастворимые вещества не распадаются на ионы, в ионных уравнениях реакций их формулы записывают в молекулярном виде:

Mg(OH)2 + 2НС1 = MgCl2 + 2Н2O

Mg(OH)2 + 2Н+ = Mg2+ + 2Н2O

2А1(ОН)3 + 3H2SO4 = A12(SO4)3 + 6Н2O

А1(ОН)3 + 3Н+ = А13+ + ЗН2O

Гидрат аммиака — основание слабое, поэтому его формула в ионных уравнениях реакций также записывается в молекулярном виде:

NH3• Н2O + HNO3 = NH4NO3 + Н2O

Общие свойства щелочей связаны с наличием в их растворах ионов ОН-.

Взаимодействие с кислотными оксидами. Растворы щелочей реагируют с кислотными оксидами с образованием солей. Например, для обнаружения углекислого газа в роли реактива используют известковую воду:

Са(ОН)2 + СO2 = СаСО3 ↓ + Н2O

Са2+ + 2OН- + СO2 = СаСO3 ↓ + Н2O

Еще раз обратите внимание, что формулы любых оксидов, а также труднорастворимых в воде веществ в ионных уравнениях реакций записывают в молекулярном виде.

Взаимодействие с солями. Эти реакции подчиняются общему правилу взаимодействия электролитов — в результате должно произойти образование осадка, газа или малодиссоциирующего вещества.

Для получения осадка можно воспользоваться общим способом синтеза нерастворимых гидроксидов металлов — взаимодействием их солей с щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Fe3+ + ЗОН- = Fe(OH)3↓

Примером реакции между щелочью и солью, протекающей с образованием газа, может служить качественная реакция на соли аммония, т.е. качественная реакция на катион аммония. Если реакцию вести при незначительном нагревании, образующийся по реакции обмена гидрат аммиака разлагается на газообразный аммиак и воду. Суммарное уравнение реакции имеет вид

NH4C1 + КОН = КС1 + NH3↑ + н2о

NH4+ + ОН- = NH3↑ + Н2O

Выделяющийся аммиак обнаруживают либо по запаху, либо O посинению влажной лакмусовой бумажки.

Разложение нерастворимых оснований. При нагревании нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды разлагаются на соответствующий оксид металла и воду:

Cu(OH)2 = СuО + Н2O

2А1(ОН)3 = А12O3 + 3Н2O

Свойства амфотерных гидроксидов. Подобно амфотерным оксидам амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и с щелочами с образованием солей.

В реакциях с кислотами амфотерные гидроксиды ведут себя подобно основаниям:

А1(ОН)3 + 3НС1 = А1С13 + 3Н2O

А1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + 3Н2O

Однако при взаимодействии с щелочью амфотерный гидроксид проявляет уже кислотные свойства. Так, в результате сплавления гидроксида алюминия и гидроксида натрия образуется натриевая соль метаалюминиевой кислоты — метаалюминат натрия:

А1(ОН)3 + NaOH = NaA1O2 + Н2O

Как вы уже знаете, эта соль образуется при сплавлении гидроксида натрия с оксидом алюминия.

Основные способы получения оснований и амфотерных гидроксидов

При взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов с водой образуется раствор щелочи и выделяется водород:

2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2↑

Однако получение щелочей таким способом нерентабельно из-за высокой цены металлов.

Щелочь образуется также при реакции оксидов щелочных и Щелочноземельных металлов с водой:

СаО + Н2O = Са(ОН)2

В промышленности щелочи получают электролизом водных растворов солей щелочных металлов:

2NaCl + 2Н2O = 2NаОН + Н2 + С12

Нерастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиду получают реакцией обмена между раствором соли металла и щелочью:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2SO4

Отдельные представители оснований

Гидроксид натрия NaOH. Впервые химики познакомились с этим соединением в первой половине XVIII в. Оно представляет собой белое твердое вещество, которое на воздухе претерпевает некоторые превращения. Во-первых, гидроксид натрия жадно поглощает водяные пары, при этом растворяется в этой влаге и расплывается в каплю. Подобно концентрированной серной кислоте гидроксид натрия — гигроскопичное вещество. Во-вторых, гидроксид натрия реагирует и с углекислым газом, который также присутствует в воздухе. Поэтому хранят это вещество в плотно закрытой таре, причем не стеклянной. Ведь со стеклом гидроксид натрия также взаимодействует — выщелачивает его.

Беспощадно гидроксид натрия относится к тканям, бумаге, а также к человеческой коже — разъедает ее, оставляет долго не заживающие раны. Именно поэтому растворимые в воде основания называют едкими щелочами, а гидроксид натрия - едким натром, каустической содой или каустиком (греч. kaustikos — едкий, жгучий). Работать с этими веществами нужно крайне осторожно, избегая их попадания на одежду, мебель, тем более руки, лицо. Раствор гидроксида натрия мылкий на ощупь и, конечно, тоже едкий.

Гидроксид натрия применяют для очистки нефти и масел, в производстве бумаги, мыла, искусственных волокон. Раствор гидроксида натрия используют в качестве электролита в аккумуляторах, которые так и называются — щелочные. Раствор щелочи хорошо обезжиривает различные поверхности.

Гидроксид кальция Са(ОН)2. Гидроксид Са(ОН)2 представляет собой белый рыхлый порошок, поэтому его иногда называют смешным названием пушонка. Это вещество, как вы помните, называют также гашеной известью. (Почему?)

Гидроксид кальция малорастворим в воде: в 100 г воды при комнатной температуре растворяется всего 0,16 г гидроксида кальция. Суспензию гидроксида кальция в воде называют известковым молоком. Если дать этой смеси отстояться, над осадком появится бесцветный раствор — известковая вода. Вы уже знаете, что известковую воду используют для обнаружения углекислого газа: раствор мутнеет при пропускании через него СO2.

Гидроксид кальция находит применение в строительстве для приготовления особого цементного раствора — известкового. В сельском хозяйстве известь используют для понижения кислотности почв (известкование почвы), для борьбы с вредителями. Гидроксид кальция применяют в производстве стекла, используют при получении сахара из сахарной свеклы.

Благодаря гидроксиду кальция до наших дней сохранились замечательные творения древних художников, выполненные в технике фрески. При написании картин по сырой штукатурке поверхность стен или потолка обрабатывали известью для закрепления изображения и придания краскам сочности цвета.

4. Соли.

Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.

С позиций теории электролитической диссоциации:

• Соли — это электролиты, которые диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотного остатка.

Растворимые в воде соли полностью диссоциируют на ионы например:

К2СO3 = 2К= + СО32-

Fe2(SO4)3 = 2Fe3+ + 3SO42-

Соли — это своеобразное связующее звено между основаниями и кислотами. Во-первых, они являются продуктами их взаимодействия друг с другом. Во-вторых, соли «унаследовали» от своих «родителей» элементы структуры: от оснований — ион металла, от кислот ион кислотного остатка:

Соли можно рассматривать как продукты замещения ионов водорода в кислотах на ионы металла. Если ионы водорода в молекуле кислоты замещены полностью на ионы металла, то образуется средняя соль, например карбонат натрия Na2CO3 Если ионы водорода замещены на ионы металла не полностью, то образуется кислая соль, например гидрокарбонат натрия NaHCO3.

формула

Название кислоты

Название

солей

Пример соли

Формула

Название

HF

Фтороводород

ная

Фториды

LiF

Фторид лития

НС1

Хлороводород

ная

Хлориды

AICI3

Хлорид алюминия

НВг

Бромоводород

ная

Бромиды

CuBr2

Бромид меди(П)

H2s

Сероводородная

Сульфиды

ZnS

Сульфид цинка

H2SO4

Серная

Сульфаты

Na2SO4

Сульфат натрия

H2so3

Сернистая

Сульфиты

CaSO3

Сульфит кальция

HNOa

Азотная

Нитраты

nh4no3

Нитрат аммония

hno2

Азотистая

Нитриты

kno2

Нитрит калия

H3PO4

Фосфорная

Фосфаты

Ca3(PO4)2

Фосфат кальция

H2SiO3

Кремниевая

Силикаты

Na2SiO3

Силикат натрия

H2CO3

Угольная

Карбонаты

CaCO3

Карбонат кальция

СН3СООН

Уксусная

Ацетаты

CH3COONa

Ацетат натрия

Соли каждой кислоты имеют собственное «групповое» название, определяемое кислотным остатком. Для того чтобы без труда называть соли, необходимо эти названия запомнить (табл.). Все соли — твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде соли делятся на растворимые, нерастворимые и малорастворимые. Хорошо растворяются в воде все соли натрия, калия, все нитраты, почти все хлориды (кроме нерастворимого хлорида серебра (I) и малорастворимого хлорида свинца(III).

Химические свойства солей

Практически все химические свойства солей мы уже рассматривали при изучении других классов неорганических соединений. Повторим уже знакомый вам материал.

Взаимодействие солей с металлами. Вспомните условия, при которых протекают такие реакции.

Напомним одну из них:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Си

Fe + Сu2+ = Fe2+ + Сu

Взаимодействие солей с кислотами. Для протекания реакции ионного обмена необходимо, чтобы один из продуктов реакции выпадал в осадок, выделялся в виде газа или представлял собой слабый электролит. Рассмотрим все эти три условия на примере реакций трех различных солей с одной и той же кислотой - соляной:

• 1) образование плохо растворимого соединения

AgNO3 + НСl = AgCl↓ + HNO3

Ag+ + Cl- = AgCl↓

• 2) образование газообразного продукта

СаСO3 + 2НС1 = СаС12 + Н2O + СO2↑

СаСO3 + 2Н+ = Са2+ + Н2O + СO2↑

• 3) образование слабого электролита (уксусной кислоты СН3СООН)

CH3COONa + НСl = СН3СООН + NaCl

СН3СОО- + Н+ = СН3СООН

Взаимодействие солей с щелочами. Данная реакция служит практически единственным способом получения нерастворимых в воде гидроксидов металлов:

CuCl2 + 2КОН = Cu(OH)2↓ + 2КС1

Cu2+ + 2OН- = Cu(OH)2↓

Взаимодействие солей с другими солями. Такие реакции возможны в том случае, если одна из образующихся солей плохо растворима в воде. Так, при проведении эксперимента по доказательству состава какой-либо соли — при определении катиона и аниона, образующих эту соль, осуществляют качественные реакции. В качестве реагентов на какой- либо катион или анион часто выступают другие соли. Например, чтобы доказать состав хлорида бария, необходимо провести качественную реакцию на катион Ва2+ с раствором сульфата натрия и качественную реакцию на хлорид-ион с раствором нитрата серебра (I):

ВаС12 + Na2SO4 = BaSO4↓+ 2NaCl

Ва2+ + SO42-= BaSO4↓

ВаС12 + 2AgNO3 = Ва(NO3)2 + 2AgCl↓

Cl- + Ag+ = AgCl↓

Основные способы получения солей

Рассмотрение способов получения солей позволяет вновь покорить свойства основных классов неорганических соединений.

1. Взаимодействие кислот с металлами:

Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2↑

2. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами :

CuO + H2SO4 = CuSO4 + Н2O

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + Н2O

3. Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов:

NaOH + НС1 = NaCl + Н2O

А1(ОН)3 + 3HNO3 = A1(NO3)3 + ЗН2O

4. Взаимодействие кислот с солями:

H2SO4 + ВаС12 = BaSO4i + 2НСl

5. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами:

Са(ОН)2 + СO2 = СаСО3↓ + Н2O

6. Взаимодействие щелочей с солями:

2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2↓

7. Взаимодействие солей с металлами:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Сu

8. Взаимодействие солей между собой:

СаС12 + Na2CO3 = CaCO3↓+ 2NaCl

9. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:

MgO + SO3 = MgSO4

10. Взаимодействие металла с неметаллом:

Fe + S = FeS

Отдельные представители солей

Соли были постоянными спутниками человека на протяжении всего развития цивилизации. Относительно мягкие и легко поддающиеся обработке природные карбонаты (известняк, мрамор, мел) использовали в строительстве. Из минералов, основа которых образована солями (например, сульфидами), получали металлы, оксиды, кислоты. Соли использовали в качестве дубильных веществ при выделке шкур и кожи, протравы тканей при крашении. Оказалось, что соли азотной и фосфорной кислот прекрасные удобрения. Многие соли применяли в качестве лекарственных препаратов.

Окрашенные соли, входящие в состав минералов или получаемые искусственно, издревле использовали в качестве пигментов художественных красок.

Об одной из самых важных в жизни человека солей — хлориде натрия мы уже рассказывали выше. А теперь рассмотрим некоторые другие соли.

Гидрокарбонат натрия NaHCO3. Эта соль, часто используемая в быту, известна под названием питьевая, или пищевая, сода. Используется как источник углекислого газа (разрыхлителя теста) при выпечке хлеба и изготовлении кондитерских изделий; в производстве безалкогольных напитков, искусственных минеральных вод; в огнетушителях.

Применение гидрокарбоната натрия в качестве разрыхлителя теста основано на реакции

2NaHCO3 = Na2CO3 + СO2↑ + Н2O

Карбонат кальция СаСО3. Карбонат кальция входит в состав наружного скелета морских звезд, кораллов, раковин двустворчатых и брюхоногих моллюсков, панцирей морских ежей и скелетов микроорганизмов, которые, отмирая, опускаются на дно и скапливаются там, постепенно превращаясь в залежи известняка и мрамора. Карбонат кальция - это главная составная часть жемчуга и яичной скорлупы. Чаще всего карбонат кальция встречается в виде минерала кальцита, образующего мел, известняк, мрамор. Кальцит принадлежит числу самых распространенных в земной коре минералов, он составляет 90 % общей массы всех породообразующих карбонатов. Из кальцита слагаются иногда целые известняковые горы и хребты.

В природе постоянно происходит круговорот веществ, и известняковые горные массивы, образовавшиеся на протяжении длительных геологических периодов, подвергаются выветриванию разрушению под действием воды и воздуха. Нерастворимый карбонат кальция под действием воды и углекислого газа постепенно переходит в растворимую форму. Потоками воды он уносится в моря и океаны, на своем пути теряет углекислый газ и снова переходит в кальцит. А на месте размытой толщи карбоната кальция образуются карстовые (от названия известнякового плато Карст на северо-

Таблица 5.3. Некоторые соли, входящие в состав пигментов

Соль

Пигмент

Цвет

ВаСгO4

Хром желтый

Желтый

As2S3

Аурипигмент

Желтый

AsS

Реальгар

Оранжевый

Co3(PO4)2

Фиолетовый кобальт

Фиолетовый

РЬСO3

Свинцовые белила

Белый

Fe4[Fe(CN)6]3

Берлинская лазурь

Синий

(CH3COO)2Cu

Ярь-медянка

Ярко-зеленый

(CH3COO)2Cu ■ 3Cu(AsO2)2

Парижская зелень

Зеленый

востоке от горы Триест на побережье Адриатического моря, где они были изучены впервые) котловины, воронки, пещеры.

Самая мягкая форма кальцита хорошо знакомый вам мел. Он используется в строительстве, как полировочный материал, для получения красок. Мел применяют в производстве цемента, карбида кальция, в парфюмерной, резинотехнической и других отраслях промышленности.

Известняк замечательный строительный камень. В XII в. в бассейнах рек Москвы и Оки были открыты богатые месторождения мягкого и удивительно красивого белого известняка, получившего название мячковского. Это название строительный камень получил благодаря селу Мячкову, где известняк добывали и обрабатывали. На протяжении восьми веков русские зодчие возводили из мячковского известняка белокаменные соборы и церкви, элементы богатого убранства храмов.

Толщи известняка, попадавшие в результате геологических процессов под воздействие высокой температуры, высокого давления, за сотни тысяч лет превращались в более твердую породу — Мрамор.

Белоснежный или красиво окрашенный в различные цвета мрамор с глубокой древности использовался для создания выдающихся произведений искусства и архитектуры.

Мрамор имеет зернистое строение, поэтому легко поддается Резцу скульптора. Отполированная поверхность камня приобретет великолепный блеск и прочность.

Фосфат кальция Са3(РO4)2. Это твердое белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. В земной коре фосфат каляция входит в состав нескольких минералов: фосфоритов, апатитов, фторапатитов. Нам известно, что это главный конструкционный материал для построения внутреннего скелета позвоночных- костей, зубов. Фосфат кальция содержится в мышцах, нервных тканях, особенно это вещество необходимо для построения скелета ребенка. Нехватка фосфата кальция в организме человека и животного приводит к заболеванию рахитом. Источниками фосфата кальция являются такие продукты, как сыр, говядина, печень, рыба, белый хлеб, яйца, молоко, йогурт.

Фосфат кальция служит сырьем для производства большинства фосфорных удобрений.

5. Гидролиз – одно из важнейших химических свойств солей. Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро» - вода, «лизис» - разложение).

● Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате, которого образуются слабые электролиты.

Сущность гидролиза сводится к взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН- или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоцирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо: Н2О↔ Н+ + ОН- (→).

Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов Н+ или ОН-, и раствор соли показывает кислую или щелочную среду.

В общем, виде реакции гидролиза записываются в форме (Kat-катион,An-анион):

Katn+ + HOH Û KatOH(n-1)+ + H+

Ann- + HOH Û HAn(n-1)- + OH-

Возможность и характер протекания гидролиза определяется составом соли. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты с основанием. В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа.

1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой

Примеры: NaCl, KNO3

2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой

Примеры: Na2CO3, K 2S

3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой

Примеры: ZnCl2, MgSO4

4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой

(NH4)2S, Pb(NO2)2

Растворимые соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой в воде не гидролизуются. Их растворы имеют нейтральную реакцию среды (pH=7).

Хлорид натрия NaCl - соль сильного основания NaOH и сильной кислоты HCl. Хлорид натрия диссоциирует с образованием с образованием ионов:

NaCl ↔ Na+ + Cl-

Взаимодействие ионов в растворе протекает в том случае, если это приводит к связыванию ионов, то есть образованию мало растворимого или мало диссоциирующего вещества.

Возможно ли взаимодействие ионов Na+ и Cl- с ионами H+ и OH-, образовавшимися при диссоциации воды?

При взаимодействии ионов Na+ и ОН- мог бы образоваться гидроксид натрия NaОН. Однако гидроксид натрия – сильное основание и в растворе полностью диссоциирует на ионы. Поэтому взаимодействия между ионами Na+ и ОН - не происходит.

Ионы H+ и Cl- также не взаимодействуют между собой: HCl - сильная кислота и в растворе полностью диссоциирована. Таким образом, связывания ионов в растворе хлорида натрия происходить не может. Поэтому хлорид натрия гидролизу не подвергается.

При составлении уравнений обратимого гидролиза следует придерживаться следующего алгоритма:

1. Рассмотреть состав соли, определить к какому типу солей по составу она относится.

2. Записать уравнение диссоциация соли (распада на ионы)

3. Записать уравнение гидролиза иона, соответствующего слабому

основанию или слабой кислоте.

4. Определить среду раствора (рН)

5. Записать уравнение гидролиза в молекулярной форме.

Растворимые соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, в водных растворах гидролизуются по аниону. Их растворы имеют щелочную реакцию среды (pH>7).

Например, рассмотрим гидролиз нитрита калия

KNО2 ↔ K+ + NО2-

слаб.

NО2- + H2O ↔ HNО2 + OH-

В процессе реакции постепенно накапливаются ионы OH-. Это приводит к образованию щелочной среды, рН>7

Лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою окраску на синюю.

Рассмотрим еще один пример - гидролиз сульфида натрия.

Na2S ↔ 2Na+ + S2-

слаб.

S2- + H2O ↔ HS- + OH-

рН >7, лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою окраску на синюю.

В случае если соль образованна слабой многоосновной кислотой, гидролиз протекает ступенчато.

2 ступень: HS- + H+-- OH-↔H2S + ОН-

Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой, вам достаточно остановиться на записи 1 ступени и не переходить к следующей ступени.

Как видите, гидролиз средних солей многоосновных кислот приводит к образованию анионов кислых солей.

Растворимые соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, в водных растворах гидролизуются по катиону. Их растворы имеют, кислую реакцию среды(pH<7).

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH4Cl

NH4Cl↔ NH4+ + Cl-

NH4+ + H+OH- ↔ MH4OH + H+

рН<7 Лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою окраску на красную.

Рассмотрим еще один пример – гидролиз нитрата цинка Zn(NO3)2

Zn(NO3)2 ↔ Zn2+ + 2NO3-

слаб.

Zn2+ + Н+ОН- ↔ ZnОН+ + Н+

рН<7 Лакмусовая бумажка, опущенная в данный раствор соли изменит свою окраску на красную.

В случае, если соль образованна слабым многокислотным основанием, гидролиз протекает ступенчато.

2 ступень: ZnОН+ + Н+ОН- ↔ Zn(ОН)2 + Н+

Однако степень гидролиза по второй ступени намного меньше, чем по первой, поэтому вам достаточно остановиться на записи 1 ступени и не переходить к следующей ступени.

Как видите, гидролиз средних солей многокислотных оснований приводит к образованию катионов основных солей.

Гидролиз в растворах солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, проходит в большей степени и по аниону, и по катиону. При этом образуется слабые малорастворимые основания и слабые кислоты. Характер среды в этом случае определяется относительной силой образовавшихся кислоты и основания.

Соли, образованные слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой гидролизуются полностью и необратимо.

Продуктами гидролиза являются соответствующее основание и соответствующая кислота.

Например, сульфид алюминия реагирует с водой с выделением сероводорода и образованием осадка гидроксида алюминия.

Al2S3+ 3H2O = 2 Al (OH)3 +3H

3. Водородный показатель

Среду водородного раствора можно охарактеризовать концентрацией ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН+

Существует три типа среды:

• Нейтральная
• Кислотная
• Щелочная

Нейтральная - это среда, в которой концентрация ионов водорода равна концентрации гидроксид-ионов:

[H+]=[OH-]=10-7 моль/л

Кислотная - это среда, в которой концентрация ионов водорода больше концентрации гидроксид-ионов:

[H+]>[OH-], [H+]>10-7 моль/л

Щелочная - это среда, в которой концентрация ионов водорода меньше концентрации гидроксид-ионов:

[H+]<[OH-], [H+]< 10-7моль/л

Для характеристики сред растворов удобно использовать так называемый водородный показатель рН (пэ-аш), введённый датским химиком Сёренсеном: р-начальная буква слова potenz- математическая степень, Н- химический знак водорода.
Водородным показателем РН называется отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода:

рН = -lg[H+]

1. Из приведенного списка выпишите формулы солей и назовите их:

K2SO4, Na2O, CO2, NaOH, CaCO3, Cu(OH)2, H2SO4, AgCl, N2O5, Fe2O3, Ba(OH)2, HCl, NaHCO3

2. Напишите химические формулы следующих солей:

- карбоната магния,

- гидрокарбоната железа (II),

- сульфата железа (III),

- гидроортофосфата кальция,

- основного хлорида магния,

- дигидрофосфата кальция.

3. Определить степень окисления. Выберите из списка формулы оксидов, назовите  их и составьте их структурные   формулы (число связей Э и О равно С.О. элемента,  связей  -О-О- нет):   1) SiO2 ,Na2O, SO3 , Н2О2  2) Ag2O,  Cl2O5 ,Na2О2  ,ZnO   3) CrO , Cr2O3, OF2 ,  SO2   4) CO2, Na2O, K2O2, MnO2      5)MgO ,  NO, CrO3  ,Н2О2   6) FeO , CO2, Na2О2 ,P2O5   7) Al2O3 ,CO2  ,SO2 , Н2О2

4.  Составить формулы высших оксидов элементов с порядковым номером:    1)14, 34, 41         2) 75, 16,            3) 33, 50, 40          4) 6, 35, 24           5) 21, 25, 32

5. Составить  молекулярные формулы  оксидов, подписать характер  оксида и составить формулу соответствующего гидроксида : 

1) азота со степенью окисления +1, +2, +3, +5      

 2) хлора со степенью окисления +1, +3, +5, +7      

 3) марганца со степенью окисления +2, +3, +4, +7