МУ Общая химия

Продолжение таблицы 1

Задание №2

Напишите химические формулы солей по их названиям, приведённым в таблице 2. Приведите графические формулы и уравнения электролитической диссоциации этих соединений.

Таблица 2 – Условия задания № 2

11

Продолжение таблицы 2

2 РЕАКЦИИ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

В третьем задании предлагается записать уравнения реакций кислотноосновного взаимодействия (в том числе реакций ионного обмена) с участием кислот, оснований, солей и оксидов.

Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды способны вступать в химические реакции с образованием солей. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на кислотные, основные и амфотерные. Для несолеобразующих оксидов (NO, N2O, CO) такие реакции нехарактерны.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (CO2, SiO2, SO2, SO3, B2O3, N2O3, N2O5, P2O5, Cl2O7), а также металлы в степени окисления +5, +6, +7 (V2O5, CrO3, Mn2O7). Очень многие кислотные оксиды реагируют с водой, образуя кислоты (SiO2 с водой не реагирует; соответствующая этому оксиду кислота (H2SiO3) получается косвенным путём). Для того чтобы из формулы кислотного оксида вывести формулу соответствующей кислоты, необходимо записать атомы водорода (H), атомы образующего кислоту элемента, и атомы кислорода (O); при этом в большинстве случаев формула пересчитывается на один атом элемента, образующего кислоту:

Кислотные оксиды способны взаимодействовать со щелочами, образуя соль соответствующей кислоты и воду: Например, SiO2 реагирует с гидроксидом натрия при сплавлении:

SiO2 + 2 NaOH → Na2SiO3 + H2O−

При действии сильной кислоты (например, H2SO4) на образовавшуюся соль, можно получить кислоту, соответствующую данному кислотному оксиду:

Na2SiO3 + H2SO4 → H2SiO3↓ + Na2SO4

(сильная кислота вытесняет из соли слабую кислота)

12

К основным относятся все оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, а также некоторые оксиды образованные другими металлами в степени окисления не выше +3. Примеры основных оксидов: Na2O, CaO, MgO, BaO, NiO, FeO, MnO и др. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя сильные основания (щёлочи):

Остальные основные оксиды с водой не реагируют; соответствующие им основания получают косвенным путём.

Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O

Действием щёлочи на образующуюся соль можно получить осадок гидроксида металла – основания, соответствующего данному основному оксиду:

FeCl2 + 2 NaOH → Fe(OH)2↓ + 2NaCl

Основные оксиды способны взаимодействовать с кислотными оксидами, образуя соли:

Na2O + SiO2 → Na2SiO3 (при сплавлении);

CaO + CO2 → CaCO3 (при обычных условиях).

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. Примеры амфо-

терных оксидов: BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, Sb2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2.

В реакциях с кислотами амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды:

ZnO + 2 HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O;

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

Свои кислотные свойства амфотерные оксиды (и гидроксиды) проявляют в реакциях со щелочами. Следует учитывать, что амфотерные оксиды (и гидроксиды) поразному реагируют с растворами щелочей и с твёрдыми щелочами при сплавлении.

С растворами щелочей амфотерные оксиды (и гидроксиды) взаимодействуют образуя комплексные соединения – гидроксокомплексы – в состав которых входят гидроксогруппы:

Следует отметить, что оксиды цинка и бериллия ZnO и BeO отличается по составу от гидроксидов Zn(OH)2 и Be(OH)2 на одну молекулу воды, которую пришлось дописать

влевой части уравнений реакций этих оксидов с водным раствором щёлочи.

Вреакциях амфотерных оксидов и гидроксидов трёхвалентных металлов, например, алюминия могут образоваться Na[Al(OH)4] или Na3[Al(OH)6]:

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6]

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]

13

Fe(OH)3 и Fe2O3 с растворами щелочей не взаимодействуют; амфотерность этих соединений проявляется в реакциях, протекающих при сплавлении с твёрдыми щелочами при высокой температуре.

При сплавлении амфотерных гидроксидов и оксидов с твёрдыми щелочами амфотерные оксиды ведут себя как кислотные оксиды (а амфотерные гидроксиды как кислоты). Например, гидроксид цинка Zn(OH)2 можно рассматривать не только как основание, но и как цинковую кислоту H2ZnO2 а оксид ZnO как оксид, соответствующий этой кислоте; очевидно, что в реакциях Zn(OH)2 и ZnO со щёлочью образуются соли цинковой кислоты H2ZnO2 (цинкаты) и вода:

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O−

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O−

Аналогичные реакции протекают при сплавлении Be(OH)2 и BeO с твёрдыми щелочами: Be(OH)2 ведёт себя как бериллиевая кислота H2BeO2 а амфотерный оксид BeO как кислотный оксид, соответствующий этой кислоте. Образующаяся соль Na2BeO2 называется бериллат натрия:

Be(OH)2 + 2NaOH → Na2BeO2 + 2H2O−

BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O−.

Если в реакции сплавления со щёлочью участвует амфотерный оксид или гид-

роксид трёхвалентного (Al2O3, Al(OH)3; Cr2O3, Cr(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3) или четы-

рёхвалентного (SnO2, Sn(OH)4) металла, то получающаяся в результате реакции соль обычно образуется от мета-формы соответствующей кислоты (т.е. от формы кислоты с меньшим содержанием воды).

Вывести формулу соли в этом случае можно рассуждая следующим образом: гидроксид алюминия Al(OH)3 можно рассматривать как кислоту H3AlO3 (это ортоформа кислоты, т.е. форма более богатая водой); удалив мысленно из формулы H3AlO3 молекулу H2O получим мета-форму кислоты (HAlO2), от которой и будут образованы соли:

Al(OH)3 – гидроксид алюминия

↓

H3AlO3 – орто-форма алюминиевой кислоты (соли не получены)

↓–H O

2

HAlO2 – метаалюминиевая кислота (соли – метаалюминаты)

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O−

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O−.

Аналогичным образом протекают реакции сплавления с твёрдыми щелочами амфотерных оксидов и гидроксидов Cr2O3, Cr(OH)3, Fe2O3, Fe(OH)3. В этих реакциях образуются NaCrO2 (метахромит натрия – соль метахромистой кислоты HCrO2) и NaFeO2 (метаферрит натрия – соль метажелезистой кислоты HFeO2).

Рассмотрим также реакции сплавления со щёлочью амфотерного оксида и гидроксида четырёхвалентного металла на примере SnO2 и Sn(OH)4:

14

Sn(OH)4 – гидроксид олова (IV)

↓

H4SnO4 – орто-форма оловянной кислоты (соли не получены)

↓–H O 2

H2SnO3 – метаоловянная кислота (соли – метастаннаты)

Sn(OH)4 + 2NaOH → Na2SnO3 + 3H2O−

SnO2 + 2NaOH → Na2SnO3 + H2O−.

Реакция ионного обмена протекает лишь в том случае, если продуктом реакции является газ, осадок или слабый электролит.

При записи уравнений обменных реакций в ионно-молекулярном виде на ионы можно расписывать только сильные электролиты, растворимые в воде.

Ниже приведена схема рассуждений, при записи ионно-молекулярных уравнений обменных реакций.

Растворимо ли данное вещество в воде?

Важным случаем реакций ионного обмена являются реакции нейтрализации. К реакциям нейтрализации относятся следующие типов взаимодействия:

основание + кислота → соль + вода кислая соль + щёлочь → средняя соль (или 2 средние соли) + вода1

основная соль + кислота → средняя соль (или 2 средние соли) + вода1 основание + кислотный оксид → соль + вода основной оксид + кислота → соль + вода

Следует заметить, что основные соли (также как и средние) могут реагировать со щёлочью в соответствии со схемой

соль (средняя или основная) + щёлочь → гидроксид металла↓ + новая соль:

Fe(NO3)3 + 3 NaOH → Fe(OH)3↓ + 3 NaNO3

FeOH(NO3)2 + 2 NaOH → Fe(OH)3↓ + 2 NaNO3

1 Примечание – здесь приведён один из возможных вариантов протекания данной реакции.

15

Кислые соли (также как и средние) могут реагировать с кислотами, при этом более сильная кислота вытесняет более слабую:

соль (средняя или кислая) + сильная кислота → слабая кислота + новая соль

K2S + 2 HCl → H2S + 2 KCl

KHS + HCl → H2S + KCl

Пример 2.1 Запишите реакции взаимодействия (если они возможны) оксида хрома (III) и оксида хрома (VI) а) с азотной кислотой; б) с водой; г) с гидроксидом бария.

Cr2O3 – амфотерный оксид; реагирует как с кислотами, так и со щелочами:

Cr2O3 + 6 HNO3 → 2 Cr(NO3)3 +3 H2O

Cr2O3 + Ba(OH)2 → Ba(CrO2)2 + H2O− (при сплавлении)

Cr2O3 + H2O → не реагирует (с водой с образованием оснований реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)

CrO3 – кислотный оксид; реагирует с водой, и со щелочами

CrO3 + H2O → H2CrO4;

CrO3 + Ba(OH)2 → BaCrO4 + H2O; CrO3 + HNO3 → не реагирует

Пример 2.2 Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнение реакции взаимодействия дигидрофосфата натрия с избытком раствора гидроксида натрия

NaH2PO4 + 2 NaOH → Na3PO4 + 2 H2O

Na+ + H2PO4– + 2 Na+ + 2 OH– → 3 Na+ + PO43– + 2 H2O H2PO4– + 2 OH– → PO43– + 2 H2O

Пример 2.3 Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнение реакции взаимодействия дигидрофосфата кальция с избытком раствора гидроксида калия

3 Ca(H2PO4)2 + 12 KOH → Ca3(PO4)2↓ + 4 K3PO4 + 12 H2O

3 Ca2+ + 6 H2PO4– + 12 K+ + 12 OH– → Ca3(PO4)2↓ + 12 K+ + 4 PO43- + 12 H2O 3 Ca2+ + 6 H2PO4– + 12 OH– → Ca3(PO4)2↓ + 4 PO43- + 12 H2O

Пример 2.4 Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнение реакции взаимодействия сульфата дигидроксохрома (III) с избытком раствора азотной кислоты.

3 (Cr(OH)2)2SO4 + 12 HNO3 → Cr2(SO4)3 + 4 Cr(NO3)3 + 12 H2O

6 Cr(OH)2+ + 3 SO42– + 12 H+ + 12 NO3– → 2 Cr3+ + 3 SO42– + 4 Cr3+ + 12 NO3– + 12 H2O

6 Cr(OH)2+ + 12 H+ → 6 Cr3+ + 12 H2O

Cr(OH)2+ + 2 H+ → Cr3+ + 2 H2O

Пример 2.5 Запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде реакцию взаимодействия сульфата гидроксожелеза (II) с раствором гидроксида калия

(FeOH)2SO4 + Ba(OH)2 → 2 Fe(OH)2↓ + BaSO4↓

2 FeOH+ + SO42– + Ba2+ + 2 OH– → 2 Fe(OH)2↓ + BaSO4↓

16

Задание №3

а) запишите уравнения реакций кислотно-основного взаимодействия (если они возможны) заданных оксидов друг с другом и с заданными веществами (таблица 3);

б) запишите в молекулярном и сокращённом ионно-молекулярном виде уравнения реакций взаимодействия веществ, приведённых в таблице 3.

Таблица 3– Условия задания № 3

17

Продолжение таблицы 3

18

Продолжение таблицы 3

3 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Задание по данной теме предполагает уравнивание окислительновосстановительных реакций с известными продуктами ионно-электронным методом (методом полуреакций).

Окислительно-восстановительные реакции – это реакции, при протекании которых изменяется степень окисления элементов. Степень окисления – это условный заряд, которым обладал бы данный атом в химическом соединении, если бы это соединение состояло из ионов.

Степень окисления атомов в простых веществах (например, Fe, N2, O3) равна

нулю.

Многие атомы в химических соединениях имеют постоянную степень окисле-

ния:

Водород (H) в большинстве соединений имеет степень окисления +1; в гидридах (соединения водорода с активными металлами, например, NaH, CaH2) атомы водорода имеют степень окисления –1 .

Кислород (O) в большинстве соединений имеет степень окисления –2 ; в пероксиде водорода (H–O–O–H) и других пероксидах атомы кислорода имеют степень окисления –1 .

Определим, например, степень окисления хрома в K2Cr2O7. Каждый атом калия имеет степень окисления +1, а каждый атом кислорода – степень окисления –2 . Обо-

19

значим степень окисления каждого атома хрома через х:

+1 х –2

K2Cr2O7

Сумма зарядов всех атомов в данном соединении будет равна нулю, т.к. K2Cr2O7 – нейтральная частица: 2·(+1) + 2·Х + 7·(–2) =0.

Решая это уравнение, находим Х = +6.

Пример расчёта степени окисления марганца в перманганат-ионе MnO4– : обозначим степень окисления атома марганца через х; степень окисления каждого атома

Атом, который принимает электроны – окислитель; окислитель в ходе реакции восстанавливается. Атом, который отдаёт электроны – восстановитель, он окисляется.

Существуют два основных способа уравнивания окислительновосстановительных реакций: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Метод электронного баланса рассматривает изменение степени окисления атомов:

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

Ионно-электронный метод (второе название этого метода – метод полуреакций) учитывает те реальные частицы, которые имеются в растворе, и именно этот метод используется при изучении последующих химических дисциплин – аналитической, физической и коллоидной химии. Для уравнивания окислительно-восстановительных реакций ионно-электронным методом следует придерживаться определённой последовательности действий:

1)определить, какие элементы изменяют степень окисления;

2)записать схему реакции в ионно-молекулярном виде (сильные электролиты при этом записываются в виде ионов, а слабые электролиты, неэлектролиты, газы и осадки – в виде молекул) и выяснить, таким образом, в виде каких реальных частиц участвуют в окислительно-восстановительной реакции атомы этих элементов; записать процесс превращения исходных веществ в конечные продукты;

3)уравнять с помощью коэффициентов, если это требуется, число атомов, меняющих степень окисления, в левой и правой частях составляемого уравнения (при этом количество атомов кислорода и водорода может оказаться неуравненным);

4)уравнять число атомов кислорода и водорода, используя водород- и кисло-

родсодержащие частицы, имеющиеся в водном растворе – H 2O, H+, OH– ; для уравнивания атомов кислорода и водорода существуют определённые правила (см. ниже примеры реакций);

5)уравнять суммы зарядов ионов в левой и правой частях уравнений процессов окисления (восстановления), добавляя в ту или иную сторону требуемое число электронов;

20