Лекция потеме "Классы неорганических соединений"

Основные классы неорганических соединений.  Оксиды. 1). Определение: оксиды – сложные вещества, состоящие из 2­х элементов, один из которых кислород в степени  окисления –2. 2). Классификация. Оксиды разделяют на две группы: солеобразующие и несолеобразующие (индифферентные) (NO, CO, N2O, SiO); в свою очередь, солеобразующие делятся на кислотные, основные и амфотерные оксиды.а)  кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислоты (гидроксиды, обладающие кислотными  свойствами); неметаллы в любой степени окисления и металлы в с.о. +5, +6, +7 образуют кислотные оксиды. Примеры: SO3  ­ H2SO4, CO2 ­ H2CO3, N2O5 ­ HNO3, Cl2O7­ HClO4,  CrO3­ H2CrO4  (H2Cr2O7),  Mn2O7 – HMnO4 б) основными называются оксиды, которым соответствуют основания (гидроксиды, обладающие основными  свойствами); металлы в степени окисления +1 и +2 образуют основные оксиды. Примеры: Na2O­ NaOH, CaO –  Ca(OH)2, MnO – Mn(OH)2, CrO – Cr(OH)2. в) амфотерными называются оксиды, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства.  Примеры:  Al2O3, Cr2O3, ZnO, BeO. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды (см.ниже) 3). Физические свойства оксидов. Оксиды металлов – твердые вещества, имеющие различную окраску:  большинство этих соединений не окрашены, FeO, CuO – черные, Cr2O3 – зеленый, CrO3 ­ красный. Оксиды  неметаллов имеют различное агрегатное состояние – от газообразного до твердого; например, CO2, SO2 – газы,  SO3, Cl2O7 – жидкости, P2O5, SiO2 – твердые. 4). Способы получения оксидов. а) горение простых веществ: 4P + 5O2  Дополнение. С кислородом не взаимодействуют галогены, благородные газы, поэтому для получения оксидов  этих элементов используют косвенные методы: 2HClO4 + P2O5  = Cl2O7 + 2HPO3 реакция проводится на холоду, т.к. оксид хлора (VII) термически неустойчивое  вещество. Азот реагирует с кислородом при 20000С, при этом образуется оксид азота (II). Для получения высшего оксида  азота используют оксид фосфора (V): 2HNO3  + P2O5  = N2O5 + 2HPO3 Металлы взаимодействуют с кислородом так: Li     K     Ca     Na     Mg     Al     Mn     Zn     Cr     Fe     Ni     Sn     Pb     H     Cu     Hg     Ag     Au   Pt  2→ P2O5            4Al + 3O2   2→ Al2O3  Металлы, расположенные в этой части ряда активности, окисляются кислородом.      Не окисляются кислородом. Особенности: 2Na+O2→Na2O2                          2K+O2→K2O2(KO2)                          3Fe+2O2→Fe3O4 (сгорание) б) горение и обжиг сложных веществ: CH4 + 2O2  в) разложение сложных веществ: ­ карбонатов (нерастворимых) BaCO3  0t BaO + CO2 ­ сульфатов (кроме сульфатов натрия и калия) 2CuSO4  0t ­ Дополнение. Схема «Разложение нитратов» Li     K     Ca     Na     Mg     Al     Mn     Zn     Cr     Fe     Ni     Sn     Pb     H     Cu     Hg     Ag     Au  CO→ 2 + 2H2O      2ZnS + 3O2   2CuO + 2SO2 + O2  2ZnO + 2SO → 2 Нитраты щелочных  Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) Нитраты наименее         и щелочноземельных    разлагаются до оксидов: 2Mg(NO3)2    0t 2MgO + 4NO2 + O2     активных металлов металлов разлагаются   2Cu(NO3)2    0t 2CuO + 4NO2 + O2                                         разлагаются до металлов: до нитритов:                                                                                                                  Hg(NO3)2    0t Hg + 2NO2 + O2 2NaNO3    0t 2NaNO2 + O2                                                                                        2AgNO3    0t 2Ag + 2NO2 + O2 Исключения и дополнения:   4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2 Mn(NO3)2=MnO2 + 2NO2 2Fe(NO3)2=2Fe2O3 + 8NO2 + O2 NH4NO3   0t 5). Химические свойства основных оксидов:  а) взаимодействие с водой. Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (и наоборот). Примеры:  N2O + 2H2O           NH4NO2    0t N2 + 2H2O Na2O + H2O   2NaOH FeO + H2O реакция не идет, т.к. Fe(OH)2 нерастворим в воде. б) взаимодействие с кислотами. При взаимодействии основных оксидов с кислотами образуется соль и вода.  Примеры: CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O (требуется нагревание) Обратить внимание на следующее:  ­ ­ кремниевая кислота не реагирует с основными оксидами («твердое» не реагирует с «твердым») если в оксиде с.о. металла не максимальная, то   в реакциях с кислотой азотной любой концентрации и с концентрированной   серной   кислотой   помимо   обменного   взаимодействия   возможно   окислительно­ восстановительное:  CaCO3   Fe + H2O  Cu + CO2   2Cu + CO2  2PbO + C   0t если кислота многоосновная, то возможно образование кислых солей * FeO + 4HNO3(конц) Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O * 2FeO + 4H2SO4 (конц) Fe2(SO4)3 + SO2+ 4H2O ­ *CaO + 2H3PO4 Ca(H2PO4)2 + H2O в) взаимодействие с кислотными оксидами. Эти реакции протекают при нагревании, в ходе реакции образуется соль: CaO + CO2   0t Примечание: уравнения реакций в пунктах 6б и 6в являются доказательством основных свойств оксидов г) взаимодействие с амфотерными оксидами. Na2O + Al2O3  2NaAlO2 (при нагревании) Na2O + ZnONa2ZnO2 (при нагревании)  г) взаимодействие с водородом. При нагревании Н2 восстанавливает металлы из оксидов.  Правило: щелочные и щелочноземельные металлы и алюминий водородом не восстанавливаются. FeO + Н2  0t   е)   взаимодействие   с   металлами;  металлы замещают друг друга в оксидах при нагревании, при этом более активный металл замещает в оксиде менее активный металл: 3PbO + 2Al   0t 3Pb + Al2O3 ж)   взаимодействие   с   угарным   газом.  СО  восстанавливает   металлы   из   оксидов   при   нагревании  (как и водород, он восстанавливает не все металлы из оксидов): CuO + CО   0t з) взаимодействие с углеродом (углем).  Уголь восстанавливает металлы из оксидов при нагревании:   Pb + CO2 Примечание: при восстановлении металлов 2CuO + C   0t из оксидов может образовываться как CO, так и CO2. Если реакция протекает при температуре более 10000С, то образуется CO, если менее, то CO2. 6). Химические свойства кислотных  оксидов: а) взаимодействие с водой. Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (оксид не взаимодействует с водой, если продукт реакции нерастворим в воде) ВСЕ КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, КРОМЕ SiO2, РЕАГИРУЮТ С ВОДОЙ. Примеры:  P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (при нагревании) *P2O5 + H2O HPO3 (на холоду) SiO2 + H2O  реакция не идет, т.к. H2SiO3 нерастворима в воде б) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами  3MgO + P2O5  0t Al2O3 + SO3  0t г) взаимодействие с основаниями. Правило: кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, при этом  образуется соль и вода. Пример:  2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O (в избытке NaOH) NaOH + CO2 NaHCO3 (в избытке CO2) д) взаимодействие с солями. Правило:  – при нагревании менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий оксид.  Пример: Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2 (при нагревании)  Mg3(PO4)2  Al2(SO4)3 – в растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет из соли оксид, соответствующий более  слабой кислоте. – оксиды могут взаимодействовать с солями, содержащими остаток кислоты, которой этот оксид соответствует: Na2CO3 +CO2 + H2O 2NaHCO3  Na2SO3 +SO2 + H2O 2NaHSO3 Пример: Na2SiO3 + CO2 Na2CO3 + SiO2 (в растворе) 8). Химические свойства амфотерных оксидов. а) амфотерные оксиды не реагируют с водой б)  амфотерные оксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства, т.е. реакции протекают так же, как  с основными оксидами Пример: Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O в) взаимодействие со щелочами. В зависимости от условий реакции протекают по­разному: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Al(OH)4] (в растворе) Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O(при нагревании) г) взаимодействие с основными оксидами  Na2O + Fe2O3   0t д) при взаимодействии с кислотными оксидами  амфотерные оксиды проявляют основные свойства. Пример: Al2O3 + P2O5   0t 2AlPO4 е) При взаимодействии с солями амфотерные оксиды, как нелетучие, вытесняют из солей при нагревании более  летучие оксиды. Пример: Na2CO3 + Al2O3 2NaAlO2 + CO2 оксид  2NaFeO2 Гидроксид, кислотная  форма (при нагревании) H2BeO2 H2ZnO2 H2SnO2 H2PbO2 HAlO2 HCrO2 HFeO2 BeO ZnO SnO PbO Al2O3 Cr2O3 Fe2O3    Примечание: кислотная форма амфотерных гидроксидов составлена формально, т.к. в реакциях со щелочами и с основными оксидами могут быть образованы только соли приведенных форм гидроксидов. 9). Зависимость кислотно­основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его  степени окисления. Слева направо по периоду по мере ослабления металлических свойств элементов основные свойства оксидов  ослабевают, а кислотные возрастают. Сверху вниз по главным подгруппам неметаллические свойства элементов  ослабевают, а металлические возрастают, при этом: сверху вниз по главной подгруппе возрастают основные  свойства оксидов, а кислотные ослабевают. Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными  степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства. Пример: Cr+2O – основный оксид,  Cr2 +3O3 – амфотерный оксид,  Cr+6O3 – кислотный оксид. Гидроксид, основная  форма Be(OH)2 Zn(OH)2 Sn(OH)2 Pb(OH)2 Al(OH)3 Cr(OH)3 Fe(OH)3 Гидроксид, кислотная  форма (в растворе) H2[Be(OH)4] H2[Zn(OH)4] H2[Sn(OH)4] H2[Pb(OH)4] H[Al(OH)4] H3[Cr(OH)6] H3[Fe(OH)6] Кислоты. I Определение.  а) кислоты – сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и атомов водорода, способных замещаться на  атомы металлов б) кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода. II Классификация а) по наличию или отсутствию атомов кислорода кислоты делят на бескислородные (H2S, HCl и др.) и  кислородосодержащие (H2SO4, HNO3 и др.) б) по числу атомов водорода, способных замещаться на металлы или по числу ионов H+, образующихся при  диссоциации кислоты выделяют кислоты одноосновные (HNO3, HCl), двухосновные (H2S, H2SO4,), трехосновные  (H3PO4), четырехосновные (H4P2O7) в) по способности к диссоциации кислоты разделяют на сильные электролиты (HCl, HNO3, H2SO4 и др.), слабые  электролиты (H2S, H2CO3, HF), электролиты средней силы (H3PO4, H2SO3 ). г) по летучести выделяют нелетучие кислоты (H3PO4, H2SiO3, H2SO4) и летучие (HNO3, HCl, HF, H2S H2CO3, H2SO3) д) стабильные (H3PO4, H2SO4) и нестабильные (H2SO3, H2CO3) кислоты Нестабильные кислоты разлагаются в момент получения: H2SO3  SO2 + H2O H2CO3 CO2 + H2O III Структурные формулы кислот. Ca(HCO IV Физические свойства кислот. Существуют кислоты твердые (H3PO4, H2SiO3), жидкие кислоты (H2SO4, HNO3) V Способы получения кислот: а) бескислородные кислоты получают растворением соответствующего газа в воде б) кислородосодержащие получают при взаимодействии соответствующего оксида в воде: P2O5 + 3H2O 2H3PO4 в) нерастворимые кислоты получают косвенным путем: Na2SiO3 + 2HCl  H2SiO3+ 2NaCl VI Химические свойства кислот. 1). Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода; при этом образуется соль и  водород. При протекании таких процессов металл растворяется в кислоте (в ходе реакции не должна  образовываться нерастворимая соль:  H2SO4 + Mg  MgSO4  + H2  Примечание 1:  при взаимодействии металлов со слабыми многоосновными кислотами образуются кислые соли:   → Fe(H2PO4)2 + 3H2 Fe + 2H3PO4  → 3)2 + H2  Ca + 2H2CO3  Примечание 2:  Кремниевая кислота (H2SiO3) не взаимодействует с металлами (твердое не реагирует с твердым) Примечание 3:  Концентрированная серная и азотная кислота любой концентрации реагируют с металлами без выделения  водорода (см. ниже) 2). Кислоты реагируют с основными оксидами  Примечание: некоторые реакции требуют нагревания: CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O (требуется нагревание) MgO + H2SO4   MgSO4  + H2O (эта реакция протекает при комнатной температуре) 3). Кислоты реагируют с основаниями. Примечание: слабые нерастворимые основания не реагируют со слабыми кислотами. 2Al(OH)3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 6H2O Al(OH)3 + H2CO3 – реакция не идет. 4). Кислоты реагируют с солями при выполнении условий: а) в ходе реакции выпадает осадок BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl Примечание: с помощью сероводорода можно осадить из солей в виде сульфидов металлы, стоящие в ряду  активности правее железа:  CuSO4 + H2S  CuS+ H2SO4  Т.к. сульфиды железа, цинка, магния и т.д. растворимы в разбавленных кислотах, то  FeSO4 + H2S  реакция не идет б) в ходе реакции выделяется газ  K2CO3 + 2HCl 2KCl + H2O + CO2 в) нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их солей: NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)HCl + NaHSO4 (при слабом нагревании) 2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)2HCl + Na2SO4 (при сильном нагревании) KNO3(тв.) + H2SO4(конц.) HNO3 + KHSO4 5). Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:  лакмус и метилоранж – в красный. Мнемотаблица для запоминания окраски индикаторов в зависимости от реакции среды: Лакмус Метиловый оранжевый фенолфталеин Кислая 4 Красный 6 Красный 1 Бесцветный нейтральная 8 Фиолетовый 2 Оранжевый 9 Бесцветный щелочная 3 Синий 7 Желтый 5 Малиновый   Таблица заполняется только первыми буквами приведенных в них слов (см. ниже). Заполнение происходит  следующим образом: а) по горизонтали верхняя строка по алфавиту; б) по вертикали левая строка также по алфавиту; в) далее из букв по порядку складываем мнемофразу (как  «Каждый охотник желает знать…») «Бос и Ком крыжовником играют в футбол» (жирным подчеркнутым  шрифтом выделены буквы из таблицы) Л М Ф К 4 К 6 Кр 1 Б Н 8 Ф 2 О 9 Б Щ 3 С 7 Ж 5 М Дополнение. Взаимодействие азотной кислоты с металлами (см. в лекции по азотной кислоте). Азотная кислота  Щелочные,   щелочноземельные металлы, Mg, Zn Fe,  Cr, Al Другие металлы Au, Pt Концентрированная (>50%) Разбавленная   (10   – 50%)  N2O N2 Пассивация, при нагревании ­ NO2 NO2 NO,   металлы,   стоящие   в   ряду   напряжений   до водорода могут также давать N2O, N2  Нет реакции Очень (<10%)   разбавленная Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода ­ NH4NO3 Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами (см. в лекции по серной кислоте) Н2SO4(конц.) – окислитель за счет серы в степени окисления +6 щелочные и  щелочноземельные  металлы металлы после H2S↑ ↑ SO2 ↑ SO2 H2 при t° Al, Cr, Fe при t° не реагирует с Al, Cr, Fe без t° не реагирует с Au, Pt, Ir, Os H2SO4 Чем левее в ряду активности стоит металл, тем более вероятно образование H2S.  Чем правее стоит металл, тем более вероятно образование SO2. + Основания. 1). Определение  а) основания – сложные вещества, состоящие из металлов (иона аммония) и одной или нескольких гидроксогрупп NaOH, Fe(OH)2  б) основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид­анионы  NaOHNa++OH­ в) основания – вещества, в ходе реакций присоединяющие протоны NH3 + H+NH4 2). Классификация. По количеству гидроксогрупп основания делят на однокислотные ­ NaOH, двухкислотные ­ Fe(OH)2,  трехкислотные ­ Fe(OH)3. По способности к диссоциации основания разделяют на сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты ­ гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (раствор Ag2O дает сильно  щелочную среду, TlOH – сильный электролит). Все остальные основания – слабые электролиты. 3). Физические свойства. Все основания, кроме гидроксида аммония, твердые вещества, имеющие различную растворимость в воде.  Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде (кроме Ca(OH)2), большинство  оснований в воде нерастворимо. 4). Способы получения. Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов получают при взаимодействии соответствующего металла  или оксида с водой:  Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 CaO + H2O  Ca(OH)2  В промышленности щелочи получают электролизом растворов солей: 2NaCl + 2H2O  H2+ 2NaOH + Cl2 Нерастворимые основания получают из солей: ZnCl2 + 2NaOH(недостаток) Zn(OH)2 + 2NaCl Растворимые основания KOH + HCl KCl + H2O 5). Химические свойства. нерастворимые основания Взаимодействие с кислотами Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O Отношение к нагреванию Не разлагаются NaOH, KOH, CsOH, RbOH  Остальные разлагаются на соответствующий  оксид и воду Ba(OH)2BaO + H2O 2Fe(OH)3Fe2O3 +3H2O ПРИМЕЧАНИЕ: два основания (HgOH)2 и  AgOH ­ термически неустойчивые вещества: они  разлагаются в момент образования: Hg(OH)2   HgO  + ↓ H2O (выпадает осадок оранжевого цвета) 2AgOH  Ag2O  + ↓ H2O (выпадает темно­ коричневый, почти черный осадок) Взаимодействие с кислотными оксидами не характерно 2KOH + N2O52KNO3 + H2O KOH + CO2  KHCO3 (в избытке CO2) 2KOH + CO2 K2CO3 + H2O (в избытке щелочи) Щелочи реагируют с растворами солей,  если в ходе реакции выпадает осадок: Na2SO4 + Ba(OH)2 2NaOH +BaSO4 MgSO4 + 2KOHMg(OH)2+K2SO4 Взаимодействие с солями. Взаимодействие с растворами солей не  характерно Взаимодействие с амфотерными оксидами. Возможны процессы, проходящие при нагревании  и в растворе: а) 2NaOH + Al2O3 + 3H2O2Na[Al(OH)4] (в  растворе) б) 2NaOH + Al2O32NaAlO2 + H2O (при  нагревании) не характерно Взаимодействие с амфотерными гидроксидами. Возможны процессы, проходящие при нагревании  и в растворе: а) NaOH + Al(OH)3 2Na[Al(OH)4] (в растворе) б) NaOH + Al(OH)3 2NaAlO2 + 2H2O(при t0) 2Al + 2KOH + 6H2O = K[Al(OH)4] + 3H2↑ Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2↑ Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2↑ Взаимодействие с металлами не характерно нет взаимодействия Взаимодействие с неметаллами. взаимодействие с неметаллами не характерно  PH→ 3 + 3NaH2PO2 Cl2+2NaOHконцNaCl+NaClO+H2O(без to) 3Cl2+6NaOHконц   0t 5NaCl+NaClO3+3H2O 3S+6NaOH 2Na→ 2S+Na2SO3+3H2O 4P + 3NaOH + 3H2O  Si+2NaOH+H2O Na→ 2SiO3+2H2 Соли     1). Определение.  Соли – сложные вещества, состоящие из кислотных остатков и металлов (иона аммония) 2). Классификация. а) средние б) кислые в) основные г) комплексные д) двойные е) смешанные 3). Физические свойства. Все соли твердые вещества с различной растворимостью в воде. Некоторые соли имеют окраску, например,  перманганат калия фиолетовый, бихроматы имеют оранжевый цвет. 4). Химические свойства средних солей. Растворимые соли 1). Взаимодействие с кислотами нерастворимые соли Na2CO3 + 2HCl(изб) = 2NaCl + CO2 + H2O Na2CO3 + HCl(недост) = NaCl + NaHCO3  а) более сильная кислота вытесняет из соли более слабую кислоту CaCO3 + 2HCl(изб) = CaCl2 + CO2 + H2O 2CaCO3 + 2HCl(недост) = CaCl2 + Ca(HCO3)2     Ca3(PO4)2 + 2HCl(нед) 2CaHPO4 + CaCl2 Ca3(PO4)2 + 4HCl(нед) Ca(H2PO4)2 + 2CaCl2 Ca3(PO4)2 + 6HCl(изб) 2H3PO4 + 3CaCl2 Na2S + H2S  2NaHS                                                                       Ca → 3(PO4)2 + H3PO4 = Ca(H2PO4)2 2). Взаимодействие с основаниями (со щелочами) б) взаимодействие с кислотами, которые образуют данную соль См. лекцию «Основания» 3). Взаимодействие с металлами нет реакций  Для нерастворимых солей подобные  взаимодействия не характерны. а) более активные металл вытесняет из соли менее  активные металл (по электрохимическому ряду  напряжений) Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu б) для щелочных и щелочноземельных металлов такие  процессы не характерны, т.к. эти металлы в  условиях опыта реагируют с водой; в) если в ходе реакции на поверхности металла  образуется нерастворимая соль, то протекание  такой реакции затруднено; свинец не вытесняет другие металлы из хлоридов и  сульфатов 4). Взаимодействие с оксидами (см. в лекции «Оксиды») Дополнение: CaCO3 + CO2 + H2O→Ca(HCO3)2 Na2SO3 + SO2 + H2O  2NaHSO → 3 5). Взаимодействие друг с другом Рекции протекают при выпадении  осадка, выделении газа Для нерастворимых солей подобные  взаимодействия не характерны. 6). Взаимодействие с водой а) образование кристаллогидратов CuSO4 + 5H2O  CuSO4∙5H2O                                CaSO4 + 2H2O CaSO4∙2H2O б) гидролиз (см. лекцию «Электролитическая диссоциация») 6). Отношение к нагреванию а) CaCO3→CaO + CO2 б) как правило,не разлагаются, кроме солей  серебра: AgCl→Ag + Cl2 (на свету) д) CaSO3 CaO + SO → 2 а) не разлагаются при умеренном нагревании  карбонаты, сульфаты, сульфиды, фосфаты,  силикаты натрия, калия, рубидия, цезия б) хлориды бромиды, фториды, иодиды не  разлагаются в) нитраты разлагаются все (см. лекцию «Продукты  ОВР») г) кислородосодержащие соли галогенов разлагаются: 4KClO3 3→ KClO4 + KCl (без катализатора) 2KClO3 2→ KCl + 3O2  (в присутствии катализатора  ↑ MnO2) д) растворимые сульфиты разлагаются подобно  KClO3: 4Na2SO3 3Na→ 2SO4 + Na2S   Сульфиды   неактивных   металлов   (Cu,  Pb,  Ag,  Hg  нерастворимы   в   кислотах   (не   реагируют   с растворами кислот, поэтому их можно осадить в кислой среде: CuSO4 + H2S = CuS  + ↓ H2SO4 Но   FeCl2+H2SFeS+2HCl  (сероводород   не   осаждает   железо   и   другие   нерастворимые   в   воде сульфиды из­за растворимости их в кислотах; это относится к таким сульфидам, как  ZnS,  MgS, MnS ) Способы получения средних солей:  2NaCl  2FeCl3 Реакции соединения I. а) металл + неметалл = соль 2Na + Cl2   0t 2Fe + 3Cl2   0t б) основный оксид + кислотный оксид = соль CaO + CO2   0t 3CaO + P2O5  0t в) амфотерный оксид (как основный) + кислотный оксид = соль Al2O3 + SO3   0t Al2(SO4)3  г) амфотерный оксид (как кислотный) + основный оксид = соль  CaCO3  Ca3(PO4)2 Al2O3 + K2O   0t  2KAlO2  Реакции обмена: II. а) кислота + основание = соль + вода (следует обращать внимание на образующуюся соль: если она не  существует, то основание с кислотой не реагируют Например: Al(OH)3 + Н2СО3  не реагируют, т.к. не существует соль Al2(CO3)3  – соли, в которых атомы водорода не полностью замещены на атомы металлов, например, NaHCO3, Ca(H2PO4)2,  KHS и т.д. Кислые соли 2O 2PO4 → → 4 3 → 3)2 → → 2PO4 + H2O Способы получения и свойства. I Получение 1) взаимодействие средней соли и кислоты K2SO4 + H2SO4  2KHSO →  2NaHCO Na2CO3 + H2O + CO2  3 → 3)2 CaSO3 + H2O + SO2   Ca(HSO → Ca3(PO4)2 + 4H3PO4  3Ca(H 2PO4)2 2) взаимодействие щелочи и кислоты NaOH + H3PO4  NaH→  LiOH + H2S  LiHS + H 3) взаимодействие щелочи и кислотного оксида KOH + CO2  KHCO Ca(OH)2 + 2SO2 Ca(HSO 4) кислоты и основного оксида K2O + 2H3PO4  2KH→ 5) менее кислой соли и кислоты CaHPO4 + H3PO4 Ca(H→ II Химические свойства:  1) взаимодействие со щелочами KHCO3 + KOH K→ 2CO3 + H2O Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO Если природа металла в соли и щелочи разная, характер продуктов зависит от их растворимости и  количественного соотношения реагентов: 2KHCO3 + 2NaOH→K2CO3 + Na2CO3 + 2H2O (только такие продукты) NaHCO3 + Ba(OH)2→BaCO3 2NaHCO3 + Ba(OH)2→BaCO3 + ↓ Na2CO3 + 2H2O (в недостатке щелочи) 2) взаимодействие с кислотами KHCO3 + HCl  KCl + CO 3) отношение к нагреванию 2NaHCO3 Na→ 2CO3 + CO2 + H2O  + H↑ Ca(HCO3)2 CaCO Ca(HCO3)2→CaO + 2CO2 III кислые соли подвергаются гидролизу:  + ↓ NaOH + H2O (в избытке щелочи)  + ↑ H2O (сильное нагревание) 2O (кипячение) 2 + H↑ 2O 3 + 2H2O ↓ 3  + CO 2 2PO4)2 → → ↔ 2S ↔ 2CO3 NaHCO3 + H2O NaOH + H KHS + H2O  KOH + H Na2HPO4 + H2O ↔NaH2PO4 + NaOH * В растворах кислых солей возможно протекание нескольких процессов: диссоциации кислотного остатка и его  гидролиз. Преобладание одного из процессов обусловливает реакцию среды: если константа диссоциации кислоты  больше, чем константа гидролиза, то среда кислая, если наоборот, то щелочная. Информация для запоминания: в растворах кислых солей реакция среды щелочная, исключение составляют растворы дигидрофосфатов и  гидросульфатов, в этих растворах среда кислая. Комплексные соли (гидроксокомплексы) I. Способы получения. 1). Амфотерный гидроксид + щелочь NaOH + Al(OH)3 2Na[Al(OH)4] 2). Амфотерный оксид + щелочь 2NaOH + Al2O3 + 3H2O2Na[Al(OH)4] 3). Металл + щелочь Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2↑ II. Химические свойства. 1). Отношение к нагреванию Na[Al(OH)4]   0t NaAlO2 + 2H2O 2). Взаимодействие с сильными кислотами  K2[Be(OH)4] + 2HCl(нед)  = Be(OH)2 + 2KCl + 2H2O K2[Be(OH)4] + 4HCl(изб)  = BeCl2 + 2KCl + 4H2O 3). Взаимодействие со слабыми кислотами  2Na[Al(OH)4] + H2S(нед)  = 2Al(OH)3 + Na2S + 2H2O Na[Al(OH)4] + H2S(изб)  = Al(OH)3 + NaНS + H2O 4). Взаимодействие с кислотными оксидами 2Na[Al(OH)4] + СО2(нед)  = 2Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O Na[Al(OH)4] + СО2(изб)  = Al(OH)3 + NaНCO3  Дополнение к теме «ОКСИДЫ»: Особенные свойства некоторых оксидов.  Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) 1) смешанный оксид, оксид железа (II,III) Fe3O4 = FeO∙Fe2O3 Получение: 3Fe + 4O2  0t 3Fe + 4H2O  0t Химические свойства Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) + 4H2SO4(разб) = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O        Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) + 10HNO3(конц.) = 3Fe(NO3)3 + NO2  + 5H2O  Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) + H2 2Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) + 10H2SO4(конц.) =  3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O Fe3O4  (FeO∙Fe2O3 ) + O2   0t Fe2O3  2). Оксид серы (IV), сернистый газ.  Получение: В лаборатории  Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O В промышленности 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (обжиг пирита) Проявляет окислительные и восстановительные свойства (в большей мере характерны восстановительные) а) SO2  ­ окислитель SO2 + 2H2S= 3S + 2H2O б) SO2  ­ восстановитель 2SO2 + O2  2↔ SO3 (катализатор V2O5) SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr SO2 + NO2 = SO3 + NO (раньше эта реакция использовалась при нитрозном способе получения серной кислоты:  на стадии окисления SO2 в SO3 вместо V2O5 применяли NO. 2SO2 + O2   NO 2SO3 (**) на первой стадии NO окисляется кислородом до NO2, затем NO2 окисляет SO2. 2NO + O2  2NO→ 2SO2 + 2NO2 = 2SO3 + 2NO 2 + 2↑ H2O  2MgO + Mg2Si)  2MgO + Si (в избытке магния протекает такая реакция: SiO2 + 4Mg   0t Складываем оба уравнения и получаем уравнение (**) 3). Оксид фосфора (V) P2O5 Сильное водоотнимающее средство:  P2O5  + 2HClO4 = Cl2O7 + 2HPO3 4). SiO2 – единственный кислотный оксид, который взаимодействует с плавиковой кислотой: 4HF + SiO2 = SiF4 SiO2 + 2Mg   0t 4). Оксиды металлов взаимодействуют с металлами. Правило: более активный металл вытесняет из оксида  менее активные металл (металл, стоящий левее а ряду активности, вытесняет металл, стоящий правее него) CuO + Mg   0t MgO + Cu – реакция не идет. 5). Оксид углерода (II) – угарный газ, сильный восстановитель  2СО + О2 = 2СО2 Fe2O3 + 3CO   0t CO + Cl2  ,0   t CO + NaOH   0t HCOONa 6). Оксид углерода (IV) – углекислый газ. В атмосфере горит магний CO2 + 2Mg = 2MgO + C 7). Оксиды азота      NO, NO2 N2 + O2  Оксид азота (IV) является кислотным оксидом, он соответствует двум кислотам – азотной и азотистой: 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 2NO2 + 2KOH = KNO2 + KNO3+ H2O 8). Оксид хрома (VI) – кислотный оксид, сильный окислитель CrO3(нед) + H2O   H2CrO4 хромовая кислота 2CrO3(изб.) + H2O   H2Cr2O7 двухромовая кислота 6HCl + CrO3   3Cl2 + CrCl3 + 3H2O 2NO. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха: 2NO + O2    2Fe + 3CO2 COCl2 (фосген)   2NO2  MgO + Cu  kat  C0   2000 Дополнение к теме «Щелочи»:  а) взаимодействие щелочей с неметаллами. 2+2е = 2Cl– 2–2e = 2Cl+ 2+2е = 2Cl– 2–10e = 2Cl+5 При   взаимодействии   неметаллов   с   концентрированными   растворами   щелочей   атомы   неметаллов подвергаются диспропорционированию: одновременному понижению и повышению степени окисления. Хлор, бром и йод одинаково реагируют с концентрированными растворами щелочей: Cl2+2NaOHконцNaCl+NaClO+H2O(без to) Cl0 Cl0 3Cl2+6NaOHконц   0t 5NaCl+NaClO3+3H2O Cl0 Cl0 Сера при длительном кипячении растворяется в концентрированных растворах щелочей: 3S+6NaOH 2Na→ 2S+Na2SO3+3H2O S0 + 2e = S–2 S0 – 4e = S+4 Фосфор также растворяется в щелочах:  PH→ 3 + 3NaH2PO2 4P + 3NaOH + 3H2O  P0 +3e = P–3 P0 – 1e = P+5 При взаимодействии кремния со щелочью не происходит реакции диспропорционирования (из–за меньшей  электроотрицательности кремния по сравнению с водородом):  Si+2NaOH+H2O Na→ 2SiO3+2H2 Si – 4e = Si+4 2H+ + 2e = H2 2Al + 2KOH + 6H2O = K[Al(OH)4] + 3H2↑ б) взаимодействие щелочей с  металлами. Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2↑ Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2↑ Только эти металлы растворяются в щелочах. Fe и Cr не взаимодействуют со щелочами. Названия некоторых кислот и их солей. Кислота H3AsO4 НВr НВrО НВrO3 HCOOH СН3СООН HCN Н2СО3 НС1 HClO НСlO2 НСlO3 НСlO4 Н2СrO4 Н2Сr2O7 HF HI HIO4 НМnO4 HNO2 HNO3 H3PO4 НРO3 H2S H2SO3 H2SO4 H2SiO3 Название кислоты Мышьяковая Бромоводородная Бромноватистая Бромноватая Муравьиная Уксусная Циановодородная Угольная Хлороводородная Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная Хромовая Двухромовая Фтороводородная Йодоводородная Йодная Марганцовая Азотистая Азотная Ортофосфорная Метафосфорная Сероводородная Сернистая Серная Метакремниевая Название соли Ортоарсенат Бромид Гипобромит Бромат Формиат Ацетат Цианид Карбонат Хлорид Гипохлорит Хлорит Хлорат Перхлорат Хромат Дихромат Фторид Иодид Иодат Перманганат Нитрит Нитрат Ортофосфат Метафосфат Сульфид Сульфит Сульфат Метасиликат