ЛЕКЦИЯ 1

 

План.

1.     Введение. Роль химии в биологии и  пищевой промышленности.

2.     Основные классы неорганических соединений и их свойства.

а) классификация оксидов, их получение. Химические свойства оксидов;

б) классификацияоснований, их получение. Химические свойства оснований. Амфотерные основания;

г) классификация кислот, их получение. Химические свойства кислот;

в) классификациясолей, их получение. Химические свойства солей;

3.      Химические элементы

 

В общей системе наук – химия относится к фундаментальным естественным  наукам, так как она  наряду с физикой, биологией  и другими науками занимается изучением явлений и объектов природы.

Химия – это наука о строении, свойствах вещества и превращении природных или искусственных веществ, а также о явлениях, которые  сопровождают эти превращения.

Химия изучает состав и троение вещества. Под веществом понимают совокупность материальных частиц (атомов, молекул, нуклонов, электронов), которые имеют собственную массу покоя. Вещество и поле являются  основными формами существования материи. Основным свойством материи является ее универсальная способность двигаться. Формы движения разнообразны: механические, физические, химические, биологические и др. Предметом изучения для химии является химическая форма движения материи. Превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава молекул, называют химическими реакциями.

Химическая реакция – превращение одних веществ в другие путем изменения состава и химического строения.

Традиционная химия изучает реакции, которые происходят на макроскопическом уровне и интерпретируют их на атомно-молекулярном уровне. Известно, например, что метан горит на воздухе. Это макроскопическое  явление. На молекулярном уровне происходит взаимодействие молекул О₂ с молекулами СН₄, при этом электронная плотность в молекулах перераспределяется таким образом, что разрываются связи О=О и С-Н и образуются новые связи С=О и О-Н. Часть  энергии химической реакции выделяется в виде электромагнитного излучения, которое  придает пламени цвет.

Современная химия содержит целый ряд специальных разделов, являющихся самостоятельными науками. Эти науки отличаются как по объектам, так и по методам их исследования. Сложившиеся в ХIХ веке деление химии на  органическую и неорганическую связано с двумя основными классами изучаемых веществ.

Объектом  неорганической химии являются все химические элементы и их соединения, другие вещества на их основе. Вместе с тем, крупнейшие разделы химии возникли на границе с физикой (физическая химия) с биологией (биохимия), а также такие науки как аналитическая химия, коллоидная химия и множество направлений прикладной химии (химия полимеров, красителей, электрохимия, химия строительных материалов, нефтехимия, углехимия и др.). Самой молодой областью химии является математическая химия. Её задача – применение математических методов с использованием компьютерной техники для обработки результатов химических экспериментов, поиска связей между строением и свойствами веществ и др.

Современная химия тесно связана с другими естественными науками и со всеми отраслями промышленного  и сельскохозяйственного производства. Химия всегда была и остается наукой, имеющей важнейшее практическое значение. С древнейших времен и до современности она тесно связана с химической технологией, целью которой является получение из природного сырья химических продуктов нужного качества.

Достижения химической науки лежат в основе научно  технического прогресса, успешного влияния химии на технологии в различных отраслях. Химическая промышленность вырабатывает разнообразные полимерные материалы, которые применяются во многих отраслях промышленности, высокоэффективное топливо, конструкционные материалы, различные сплавы, красители, лекарственные  и ветеринарные препараты, препараты санитарии и гигиены, дезинфицирующие средства, минеральные удобрения, средства защиты растений от вредителей и болезней, гербициды, дефолианты, стимуляторы роста, пищевые и кормовые добавки,  консерванты для хранения кормов в животноводстве, строительные материалы, энергоносители, особо чистые материалы для электроники и многие другие продукты.

Резкое увеличение производства пищевых продуктов  в настоящее время обусловлено широким применением удобрений, пестицидов и средств  борьбы с сорняками. Так без применения этих веществ,  производство зерновых за три года уменьшилось бы наполовину.

Изучение общей и неорганической химии позволит инженеру технологу  разбираться в свойствах различных веществ, используемых в его практической деятельности.

Перед химиками стоит задача создания безотходных технологий производства, удовлетворяющих высоким экологическим требованиям, от специалистов же различных различных отраслей производства требуется  грамотное использование химических продуктов и  технологий с их применением.

 

 Классификация простых и сложных веществ

Природные химические вещества обычно представляют собой сложные смеси различных соединений, которые подвергаются разделению как физическими, так и химическими методами. В результате процессов разделения и очистки получают индивидуальные химические вещества, которые могут быть охарактеризованы определенными и постоянными для каждого чистого индивидуального соединения физическими свойствами.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ и очень многочисленную группу сложных веществ.

Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь, разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы отличаются характерным «металлическим» блеском, ковкостью, пластичностью, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. Все металлы при комнатной температуре находятся в твердом состоянии (кроме ртути). Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят тепло и электрический ток.

Неорганическая химия охватывает химию всех элементов периодической системы. Свойства органических соединений существенно отличаются от свойств неорганических, а элементоорганические занимают промежуточное положение. Сложные неорганические вещества обычно  делят на четыре важнейших класса: ычно  делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты и соли

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Классификация оксидов, их получение. Химические свойства оксидов

 

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп.

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного качественного состава, поэтому предварительно следует рассмотреть номенклатуру оксидов.

В последние годы осуществлен переход на современную международную номенклатуру соединений. Согласно этой номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SО₂ – оксид серы (IV), SО₃ – оксид серы (VI), Сr₂О₃ – оксид хрома (III), СrО – оксид хрома (II), СrО₃ – оксид хрома (VI).

Солеобразующие оксиды принято делить на три группы: основные, амфотерные и кислотные оксиды. К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочноземельных  металлов, им соответствуют  гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов.  Основные оксиды могут быть получены несколькими методами.

1.      Окисление металлов:2Мg + О₂ = 2МgО;

                                               2Са + О₂ = 2СаО.

2.      Обжиг сульфидов:

2СuS + 3О₂ = 2СuО + 2SО₂↑;

4FеS₂ + 11О₂ = 2Fе₂О₃ + 8SО₂.

3.Разложение оснований:

Сu(ОН)₂СuО + Н₂О.

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

ВаСО₃ВаО + СО₂;

2Рb(NО₃)₂ 2РbО + 4NО₂↑ + О₂↑;

4FеSО₄ 2Fе₂О₃ + 4SО₂↑ + О₂↑.

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

Zn₂(OH)₂CO₃2ZnO+ СО₂↑+ Н₂О.

Свойства основных оксидов.

Большинство основных оксидов образованы по ионному типу связи, твердые кристаллические вещества, обладающие  высокими температурами плавления и кипения.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути, серебра и благородных металлов. Основные оксиды могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами с образованием соли, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой:

К₂О + Н₂О = 2КОН;

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)₂;

СаО + А1₂О₃  = Са(А1О₂)₂;

MgO + SiО₂  = MgSiО₃;

Ag₂О + 2HNО₃ = 2AgNО₃ + H₂О.

Реакции с кислотными оксидами (ангидридами кислот) происходят обычно при нагревании и лучше всего идут с двуокисью кремния, так как кислотные оксиды, образованные другими элементами, обычно летучи, а поэтому при нагревании испаряются.

Наиболее типична реакция основных оксидов с кислотами с образованием солей и воды:

СuО + Н₂SО₄ = СuSО₄ + Н₂О;

CuO+2H⁺  = Cu²⁺+H₂O.

С помощью этой реакции в большинстве случаев можно отличить основные оксиды от других типов оксидов.

Основные оксиды, как и другие типы оксидов, могут вступать в окислительно-восстановительные реакции, причем восстановлению (и в редких случаях окислению) подвергаются ионы металла:

Fe₂О₃+2Al = 2Fe+Al₂О₃;

СuО + Н₂ = Сu + Н₂О;

2РbО + С = 2Рb + СО₂;

MnO + CO = Mn+CO₂.

 

Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов и переходных металлов в высоких степенях окисления (СО₂, SО₂, SО₃, N₂О₅, SiО₂. Сr₂О₃, Мn₂О₇) им соответствуют кислоты (Н₂СО₃, Н₂SО₃, Н₂SО₄, НNО₃, Н₂SiО₃, Н₂СrО₄, НМnО₄).

По современной номенклатуре их называют оксидами элемента с указанием степени его окисления: оксид серы (IV) - SO₂, оксид серы (VI) – SО₃ или по количеству атомов кислорода: SO₂ - диоксид серы, SO₃ - триоксид серы. Однако до настоящего времени широко используется устаревшая система названия кислотных оксидов как ангидридов кислот — продуктов отщепления воды от соответствующих кислот: SO₂ — сернистый ангидрид, SО₃ — серный ангидрид.

Кислотные оксиды  могут быть  получены  методами, аналогичными методам получения основных оксидов.

1.Окисление неметаллов или их оксидов в более низких степенях окисления, окисление солей бескислородных кислот или водородных  соединений неметаллов:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅;

2ZnS + 3О₂ = 2ZnО + 2SО₂↑;

2Н₂S + 3О₂ = 2SО₂↑ + 2Н₂О;

Nа₂SiО₃ + 2 НСl = 2 NаСl + SiО₂↓ + Н₂О.

2.Разложение кислот или солей кислородсодержащих кислот:

Н₂SiО₃  SiО₂ + Н₂О;

Н₂SО₃ SО₂ + Н₂О.

Свойства кислотных оксидов. Многие кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄;

СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃.

Более общими для кислотных оксидов являются реакции со щелочами и основными оксидами:

Р₂О₅ + 6NаОН = 2Nа₃РО₄ + 3Н₂О;

СО₂+2КОН = К₂СО₃ + Н₂О;

SО₂ + СаО = СаSО₃.

Кислотные оксиды, как и другие типы оксидов, могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

СО₂ +С = 2СО;

2SО₂+О₂ = 2SО₃.

Амфотерные оксиды. Амфотерные оксиды обладают двойственной природой, они одновременно способны к реакциям, в которых выступают как основные, так и кислотные оксиды, т. е. подобно основным оксидам реагируют с кислотами и аналогично кислотным оксидам - со щелочами:

Аl₂О₃+6НСl = 2 АlСl₃+3Н₂О;

Al₂O₃+2NaOH = 2NaAlO₂+ H₂О;

или Al₂O₃+2NaOH+3H₂O = 2NаAl(OH)₄.

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия — Аl₂О₃, оксид хрома (Ш) - Сr₂О₃, оксид бериллия - ВеО, оксид цинка - ZnO, оксид свинца (II)- РbО, оксид олова (II) - SnO и ряд других соединений. Понятие амфотерность не является очень строгим, так, могут быть даны одновременно два определения, описывающие поведение амфотерных соединений. Обычно амфотерными соединениями называют соединения, способные реагировать с кислотами и основаниями. Уравнение реакции растворения оксида алюминия в кислоте и щелочи отвечает определению амфотерности именно в этом смысле.

К амфотерным оксидам можно также отнести воду, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств водорода (кислотные вещества) и гидроксид-иона (основные вещества)

Несолеобразующие оксиды (наиболее важные из них СО, NО, N₂О, Н₂О₂, Nа₂О₂), не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей.

Смена химических свойств оксидов от основного через амфотерный до кислотного  связано с закономерностями смены свойств элементов от металлов до неметаллов.

 

 

Основания (гидроксиды металлов)

 

Основаниями называют соединения, в которых положительно заряженный ион металла связан с отрицательно заряженным гидроксид-ионом: NaOH, Mg(OH)₂, А1(ОН)₃. Раньше этот класс называли гидроокисями металлов, но по современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления.

Основания принято делить на две группы: растворимые в воде основания, или щелочи (образованные щелочными и частично щелочноземельными металлами), и нерастворимые в воде основания. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация гидроксид-иона в растворах щелочей может быть достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

NiSO₄+2KOH=Ni(OH)₂↓ + K₂SO₄;

К₂СО₃+Ва(ОН)₂ =2КОН + ВаСО₃↓.

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов солей соляной кислоты:

2NaCl+2Н₂О  2NaOH+H₂+Cl₂.

При электролизе растворов галогенидов других металлов можно также получить и нерастворимые в воде основания:

2АlСl₃+ 6Н₂О  2Аl(ОН)₃+ 3Н₂+3Сl₂.

Щелочи могут также быть получены взаимодействием щелочных или щелочноземельных металлов с водой или оксидов щелочноземельных металлов с водой:

2Na+2H₂O = 2NaOH+H₂↑;

Ca +2H₂O=Ca(OH)₂+H₂↑;

BaO+H₂O=Ba(OH)₂.

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания, а при сильном нагревании и гидроксиды щелочноземельных металлов разлагаются с образованием оксидов. Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются:

2Fе(ОН)₃  Fе₂О₃+3Н₂О;

Са(ОН)₂ СаО + Н₂О;

NaOH  не разлагается.

Наиболее характерной реакцией оснований  является их взаимодействие с кислотами -  реакция  нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые в воде основания:

NaOH+HNO₃=NaNO₃+2H₂О;

или в ионном виде: ОН¯+Н⁺ = Н₂О.

Cu(OH)₂+H₂SO₄=CuSO₄+2H₂О;

или в ионном виде: Cu(OH)₂ +2H⁺ = Cu²⁺+ 2H₂O.

Щелочи могут вступать во взаимодействие с кислотными оксидами:

2NaOH+CO₂=Na₂CO₃+H₂O;

Ca(OH)₂+SO₂=CaSO₃+H₂O.

Подобные реакции малохарактерны для нерастворимых в воде оснований, так как подавляющее большинство соответствующих им солей также нерастворимо в воде, а в тех случаях, когда реакция возможна (например, с SO₃), то либо в растворе кислотный оксид реагирует с водой, либо в твердом состоянии при нагревании распадается соответствующий гидроксид.

Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

2NaHSO₃+2KOH=Na₂SO₃+ K₂SO₃ +2H₂O.

Однако эти реакции, по существу, являются обычными реакциями нейтрализации.

Щелочи могут реагировать в растворах с некоторыми неметаллами - галогенами, белым фосфором, кремнием, бором, причем в этих случаях происходят окислительно-восстановительные реакции:

2NaOH+Cl₂=NaCl+NaOCl + H₂O, (на холоде);

2NaOH+Si+H₂O=Na₂SiO₃+2H₂;

6КОН + 3S = К₂SО₃ + К₂S + 3Н₂О;

3КОН + 4Р + 3Н₂О = РН₃↑ + 3КН₂РО₂.

 

Кислоты

 

К кислотам относятся химические соединения, в состав которых входит один или несколько атомов водорода, которые способны замещаться на атомы металлов с образованием солей. Группа  атомов, которая остается после отщепления от молекулы кислоты атомов водорода, называется кислотным остатком.

По количеству атомов водорода, входящих в состав кислоты и способных замещаться атомами металлов, определяется ее основность. Существуют одноосновные кислоты (НСl, НNО₃, НСlО₄ и т.д.), двухосновные (Н₂SО₄, Н₂СО₃, Н₂SiО₃), трехосновные (Н₃РО₄, Н₃ВО₃, Н₃АsО₃  и т.д.), четырехосновные (Н₄SiО₄, Н₄Р₂О₇ и т.д.).

По химическому составу кислоты делят на бескислородные (НF, НСl, НВr, НI, Н₂S, НСN, Н₂Sе и т.д.) и кислородсодержащие (Н₂SО₃, Н₂СО₃, НNО₃, Н₂SО₄, Н₃РО₄, НСlО₄ и т.д.).

Структурные (или графические) формулы кислот в большей степени передают их строение, чем формулы для оксидов и оснований, так как кислоты имеют молекулярное строение и существуют в виде отдельных молекул (или иногда в виде ассоциированных частиц - димеров и полимеров за счет образования водородных  связей).

В формулах бескислородных кислот атомы водорода непосредственно связаны с атомом неметалла:

Н-Вr                       Н-S-Н

В кислородсодержащих  кислотах, практически всегда атомы водорода связаны с атомом элемента кислотообразователя через кислород. Остальные атомы кислорода, входящие в состав кислотного остатка, соединены с неметаллом кратными связями или же образуют кислородные мостики:

Водород в кислородсодержащих кислотах только в очень редких случаях может быть связан с неметаллом непосредственно, а не через кислород. Это относится главным образом к органическим кислотам, например уксусной: .

Однако и в этом случае атом водорода, определяющий основность кислоты, связан с атомом неметалла через кислород. В неорганической химии, таких примеров почти нет (упомянем только фосфорноватистую Н₃РО₂ и фосфористую Н₃РО₃ кислоты):

Получение кислот. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:

Н₂+Сl₂ = 2НСl,

Н₂+S↔Н₂S.

Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой, а также обменными реакциями между солями и кислотами.

SО₃+Н₂О= Н₂SО₄;

Р₂О₅+Н₂О= 2НРО₃;

АgNО₃+ НСl = НNО₃+ АgСl↓;

Nа₂SiО₃+ 2НNО₃= Н₂SiО₃↓+2NаNО₃;

ВаВr₂+ Н₂SО₄ = 2НВr + ВаSО₄↓;

СuSО₄+Н₂S = Н₂SО₄+ СuS↓.

Химические свойства кислот  можно подразделить на две группы: общие  для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона водорода Н⁺ (иона гидроксония Н₃О⁺), и специфические,  т.е. характерные для отдельных конкретных кислот.

В водных растворах ион водорода представляет собой ион гидроксония Н₃О⁺, дополнительно гидратированный молекулами воды.

При взаимодействии кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, происходит восстановление ионов водорода, и образуется свободный водород:

2Н⁺ + Zn = Zn²⁺ + Н₂.

Эта реакция будет протекать с любой растворимой в воде кислотой, (которая следовательно, частично или полностью диссоциирована) и не проявляет специфического окислительного действия за счет элемента, входящего в состав аниона в высокой степени окисления:

Са+2СН₃СООН=Н₂+(СН₃СОО)₂Са;

Pb + H₂S=H₂+PbS↓.

К кислотно-основному типу реакций кислот относятся реакции с основными оксидами, основаниями, средними, основными (а иногда и кислыми) солями, с аммиаком:

СuО + 2НNО₃ = Сu(NО₃)₂ + Н₂О;

НСl+КОН = КСl +Н₂О;

2Аl(ОН)₃+3Н₂SО₄ = Аl₂(SО₄)₃+ 6Н₂О;

ZnS + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂S;

К₂СО₃+ Н₃РО₄ = К₂НРО₄ + СО₂↑+ Н₂О;

Сu₂(ОН)₂СО₃ + 2Н₂SО₄ = 2СuSО₄+СО₂↑+ Н₂О;

NаНСО₃ + НВr = NаВr + СО₂↑+ Н₂О;

2NН₃ + Н₂SО₄ = (NН₄)₂SО₄.

Для некоторых кислородсодержащих кислот, напротив, более характерны окислительные свойства за счет высокой степени окисления элемента-кислотообразователя. При этих реакциях проявляются окислительные свойства не протона, как в растворах кислот, а центрального атома  (S⁶⁺, N⁵⁺, Cr⁶⁺), и эти реакции  характерны для азотной и хромовой кислот при любых концентрациях,  а для серной кислоты при достаточно высокой концентрации:

2H₂SO₄+Cu=CuSО₄ +SO₂↑+2H₂O;

4HNО₃+Pb=Pb(NО₃)₂ +2NO₂↑+2 H₂O;

[Н₂Сr₂О₇] + 3Н₂SО₃ = Сr₂(SО₄)₃ + 4Н₂О;

C+2H₂SО₄ =CO₂+2SО₂ +2H₂О;

6P + 10HNО₃+4H₂O = 6H₃PO₄+10NO↑.

 

Соли

 

Соли рассматривают обычно как продукты замены атома водорода в кислотах на атомы металлов или гидроксильных групп в основаниях  на кислотные остатки. С точки зрения теории электролитической диссоциации солями называются сложные вещества, которые при растворении в воде (или при плавлении) дают в растворе катионы металлов и анионы кислот.

Соли принято делить на три группы:  средние, кислые  и основные. В средних солях все атомы водорода кислоты (гидроксильные группы основания) полностью заменены атомами металла (кислотными остатками), которые при растворении посылают в раствор только катионы металла и анионы кислоты:

Nа₂SО₄↔ 2Nа⁺ + SО₄^2-.

В кислых солях замена атомов водорода в кислотах  проведена не до конца, и при растворении они наряду с катионами металла посылают в раствор ионы водорода:

NаНSО₄↔ Nа⁺ + Н⁺ + SО₄^2-.

Кислые соли образуют  многоосновные кислоты Н₂S, Н₂SО₃, Н₂SО₄, Н₂СО₃, Н₃РО₄ и т.д., особенно характерно их образование для слабых кислот, диссоциирующих ступенчато.

Соответственно основные соли можно рассматривать как продукты неполной замены гидроксильных групп в многоосновном основании на кислотные остатки, и они при растворении в воде посылают в раствор гидроксид-анионы:

Мg(ОН)Сl ↔Мg(ОН)⁺ + Сl^- ↔Мg²⁺ + ОН‾ + Сl‾.

Соли представляют собой ионные соединения, и их названия строятся по названиям металлов и кислот.

Способы получения.  Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого другого класса соединений. Рассмотрим возможные случаи получения солей из других классов соединений.

Металлы образуют соли при взаимодействии с неметаллами, кислотами, солями:

2Fе + 3Сl₂ = 2FеСl₃;

2Аl + 3Н₂SО₄(разб) = Аl₂(SО₄)₃ + 3Н₂↑;

Fе + 2FеСl₃ = 3FеСl₂.

Неметаллы могут образовывать соли при реакции с металлами  и солями:

S+ Fе = FеS;

Сl₂ + СаВr₂ = СаСl₂ + Вr₂.

В некоторых случаях соли могут быть получены как из неметаллов, так и из металлов при взаимодействии с растворами щелочей:

3Сl₂ + 6КОН = КСlО₃ + 5 КСl + 3Н₂О;

2Аl + 6Н₂О + 2NаОН = 2Nа[Аl(ОН)₄] + 3Н₂↑.

Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами, кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основными оксидами и основаниями, амфотерные оксиды могут давать соли при реакциях с основными и кислотными оксидами, кислотами и основаниями:

СаО + SiО₂ = СаSiО₃;

СuО + 2НNО₃ = Сu(NО₃)₂ + Н₂О;

СО₂+ ВаО = ВаСО₃;

Р₂О₅ + 6NаОН = 2Nа₃РО₄ + 3Н₂О;

Аl₂О₃ + МgО = Мg(АlО₂)₂;

Аl₂О₃ + 3SО₃ = Аl₂(SО₄)₃;

Сr₂О₃ + 3Н₂SО₄ = Сr₂(SО₄)₃ + 3Н₂О.

Основания могут образовывать соли при взаимодействии с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными основаниями, кислотами, солями:

Са(ОН)₂+ СО₂ = СаСО₃ + Н₂О;

2NаОН + Сr₂О₃ = 2 NаСrО₂ + Н₂О;

КОН + Аl(ОН)₃ = КАlО₂ + 2Н₂О;

2НСl + Мg(ОН)₂ = МgСl₂ + 2Н₂О;

Ва(ОН)₂ + Nа₂SО₄ = ВаSО₄↓ + 2 NаОН;

2NаОН + 2АgNО₃ = 2NаNО₃ + Аg₂О↓ + Н₂О.

Кислоты образуют соли при взаимодействии с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями:

2НВr + Fе = FеВr₂ + Н₂↑;

2НВr + Сu(ОН)₂= СuВr₂ + 2Н₂О;

6НСl + Fе₂О₃ = 2FеСl₃ + 3Н₂О;

Н₂SО₄ + ZnО = ZnSО₄ + Н₂О;

2НСl + СаСО₃ = СаСl₂+ СО₂↑ + Н₂О.

Кислоты могут образовывать соли при реакциях с аммиаком, аминами и некоторыми другими классами соединений:

NН₃ + НNО₃ = NН₄NО₃;

Са₃Р₂ + 6НСl = 3СаСl₂ + 2 РН₃↑;

С₆Н₅NН₂ + Н₂SО₄ = С₆Н₅NН₃⁺  + НSО₄^¯.

Химические свойства солей. Большинство солей устойчиво при нагревании. Однако соли аммония, а также соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, достаточно часто при нагревании разлагаются:

СаСО₃ = СаО + СО₂↑;

NН₄Сl = NН₃↑ + НСl↑;

2АgNО₃ = 2Аg + 2NО₂+ О₂↑;

NН₄NО₃ = N₂О+ 2Н₂О.

2КСlО₃= 2КСl+3О₂↑.

Кислые и основные соли.  По международной номенклатуре кислый атом водорода, входящий в состав кислой соли, отличается приставкой "гидро", а гидроксид-ион в основных солях приставкой "гидроксо" (или "гидроксид"):

NаНS – гидросульфид натрия, NаНSО₃ – гидросульфит натрия, NаНSО₄ -  гидросульфат натрия, Са(Н₂РО₄)₂ – дигидрофосфат кальция, СаНРО₄ – гидрофосфат кальция, Мg(ОН)Сl – гидроксохлорид магния,  Аl(ОН)₂Сl –дигидроксохлорид алюминия, Сu₂(ОН)₂СО₃ –дигидроксокарбонат димеди.

Способы получения и свойства.  Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действием избытка кислот на средние соли:

NаОН + Н₂SО₄ = NаНSО₄ + Н₂О;

NаСl + Н₂SО₄ = NаНSО₄ + НСl.

При нагревании многие кислые соли разлагаются:

2NаНСО₃ = Nа₂СО₃ + СО₂↑ + Н₂О;

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ + СО₂↑ + Н₂О.

Кислые соли при растворении в воде дают в  раствор   ионы металла, волорода и анионы кислот, поэтому для них характерны свойства не только солей, но и  кислот:

NаНСО₃ ↔ Nа⁺ + НСО₃^- (полная диссоциация);

НСО₃^-↔ Н⁺ + СО₃^2- (частичная).

Кислые соли способны к реакциям с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями, солями, кислотами, т.е. к реакциям в которые вступают средние соли и кислоты:

2NаНSО₄ + Fе = Nа₂SО₄ + FеSО₄ + Н₂↑;

2Н⁺ + Fе = Fе²⁺ + Н₂↑;

2КНSО₄ + СuО = К₂SО₄ + СuSО₄ + Н₂О;

СuО + 2Н⁺ = Сu²⁺ + Н₂О;

Са(НСО₃)₂ + 2NаОН = СаСО₃↓ + Nа₂СО₃ + 2Н₂О;

НСО₃^- + ОН^- = СО₃^2- + Н₂О;

NаНСО₃ + НСl = NаСl + СО₂ + Н₂О;

НСО₃^- + Н⁺ = [Н₂СО₃] → Н₂О + СО₂↑.

Основные соли часто получаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли:

АlСl₃ + 2NаОН = Аl(ОН)₂Сl + 2NаСl;

2МgСl₂+ 2Nа₂СО₃ + Н₂О = [Мg(ОН)]₂СО₃ + СО₂↑ + 4NаСl.

Основные соли обычно образуются при частичной нейтрализации малорастворимых оснований. Образование основных солей нехарактерно для сильных оснований. Обе указанные реакции, ведущие к образованию основных солей, связаны со смещением равновесия процессов гидролиза.

Основные соли при нагревании легко разлагаются:

[Сu(ОН)]₂СО₃ = 2СuО + СО₂↑ +Н₂О;

Подобно малорастворимым основаниям они способны реагировать с кислотами:

[Zn(ОН)]₂СО₃ + 2Н₂SО₄ = 2ZnSО₄ + СО₂↑ +3Н₂О;

Образование кислых и основных солей имеет большое значение при объяснении процессов гидролиза.

Скачано с www.znanio.ru