классы неорганических соеденений

дополнительно гидратированный молекулами воды. Тем не менее для упрощения записи уравнений пишется не Н3О+, а ион Н+. Например,

HNO3 = Н+ + NO3 –.

Молекулы кислот состоят из водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка. В зависимости от состава и свойств их классифицируют на органические и неорганические, кислородные и бескислородные, одно- и многоосновные.

По наличию кислорода в своем составе неорганические кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Бескислородные кислоты вмолекулах не содержат кислород, например, H2S.

Кислородсодержащие кислоты, кроме водорода и элемента, образующегокислоту, содержаттакжекислород, например, H2SO3.

В зависимости от числа атомов водорода, способных замещаться металлом, кислоты делятся на одно- и многоосновные. Так, кислота HNO3 – одноосновная, H2SO3 – двухосновная, Н3РО4 – трехосновная.

Кислотным остатком называется атом или группа атомов в молекуле кислоты (за исключением атомов водорода, замещенного металлом), которые при химических реакциях сохраняются как единое целое. Степень окисления кислотного остатка всегда отрицательна и определяется числом атомов водорода, замещенных на металл.

Номенклатура кислот. Несмотря на то, что водород входит в состав всех кислот, название «водородная кислота» используется только для бескислородных кислот. Названия бескислородных кислот производят от названия неметалла, образующего кислоту, с добавлением слова «водородная» и соединительного суффикса -о-:

HF – фтороводородная кислота; HCl – хлороводородная кислота; HI – йодоводородная кислота; H2S – сероводородная кислота.

11

Названия кислородных кислот производят от названия неметалла с прибавлением окончаний -(н-)ая, -(в-)ая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс (приставка) мета-, при наибольшем числе – префикс орто-.

Например, HРO3 – метафосфорная кислота, HВO2 – метаборная кислота, H3РO4 – ортофосфорная кислота, H3ВO3 – ортоборная кислота. Существуют кислоты, содержащие два центральных атома при нечетном количестве атомов кислорода:

H2S2O7 – двусерная, H4Р2O7 – двуфосфорная.

Указанная номенклатура кислот не строга. Наряду с вышеприведенными суффиксами и приставками употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеет исторически сложившиеся названия, например, соляная кислота (НСl).

Получение кислот

1. Бескислородные кислоты получают путем соединения водорода с неметаллами с последующим растворением водородного соединения в воде:

Н2 + Cl2 = 2HCl; H2 + S = H2S.

2. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

3. Если кислотные оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем – действием

12

другой кислоты на соответствующую соль. Например, Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3.

В большинстве случаев эти реакции подчиняются законам химического равновесия и происходят в тех случаях, когда одно из образующихся веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного или нерастворимого вещества.

Химические свойства кислот. Химические свойства ки-

слот можно подразделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона водорода, и специфические, т. е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окисли- тельно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до атомов водорода, а с другой стороны, взаимодействовать с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений относят реакции кислот с металлами и процессы, протекающие на катоде при электролизе водных растворов кислот, при которых выделяется водород:

2Н+ + 2ē → 2Н0 → Н2.

Растворимые кислоты реагируют с металлами при обычной температуре или при нагревании. Состав образующихся продуктов зависит от характера кислоты. Кислоты-неокислители (HCl, разбавленная H2SO4) реагируют только с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с образованием соли и газообразного водорода:

Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;

Ca0 + 2H+ = Ca2+ + H2;

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;

Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H2.

13

При взаимодействии с металлами кислот-окислителей (HNO3 любой концентрации, концентрированная H2SO4) образуется соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от активности металла и температуры. Например,

Hg + 2H2SO4 (конц) = HgSO4 + SO2 + 2H2O; 4Ca + 5H2SO4 = 4CaSO4 +H2S + 4H2O;

Pb + 8HNO3 (разб) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

Ккислотно-основному типу относятся реакции:

1.С основаниями (реакция нейтрализации)

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

H+ + OH+ = H2O. 2. С основными оксидами

2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O;

2H+ + MgO = Mg2+ + H2O.

3. С солями. Непременным условием этого взаимодействия является: растворимость исходных веществ; один из продуктов должен выделяться в виде газа, выпадать в осадок или образовывать слабодиссоциированное вещество.

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑;

CO32–+ 2H+ = H2O + CO2;

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3;

Ba2+ + SO42– = BaSO4.

Основания

Основаниями называются вещества, молекулы которых в растворах или расплавах образуют отрицательно заряженные ионы гидроксида (ОН–) и других отрицательных ионов не образуют.

14

Молекула основания состоит из одного атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп, число которых зависит от степени окисления металла. Общая формула оснований – Ме(ОН)х . Например,

NaОН = Na+ + ОН–;

Са(ОН)2 = Са 2+ + 2ОН–.

Номенклатура оснований. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaОН – гидроксид натрия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), Fe(OH)2 – гидроксид железа (II). Помимо этих названий для некоторых, наиболее важных оснований, применяются и другие, в основном, традиционные русские названия. Так, гидроксид натрия называют едкий натр, гидроксид кальция – гашеная известь.

Получение оснований

1. Растворимые в воде основания получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:

2К + 2H2O = 2 КОН + H2↑;

К2О + H2O = 2 КОН.

2.Малорастворимые основания получают косвенным путем,

аименно, действием щелочей на водные растворы соответствующих солей:

FeSO4 + 2NaОН = Fe(OH)2 + Na2SO4;

MnCl2 + 2NaОН = Mn(OH)2 + 2NaCl.

Свойства оснований. Все основания – твердые вещества за исключением гидроксида аммония NH4OH. По растворимости в воде они делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся

15

гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикатора: красного лакмуса в синий цвет, бесцветного фенолфталеина в малиновый. Щелочи NaOH и KOH устойчивы при нагревании. Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Например,

Cu(OH)2 = CuO + H2O;

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.

При взаимодействии оснований с кислотами в эквивалентных количествах образуются соль и вода (реакция нейтрализации):

Cа(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O;

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O.

Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами: 2NaOН + CO2 = Na2CO3 + H2O;

с кислотами реагируют как основания, а с растворами щелочей – как кислоты, т. е. являются амфотерными (двойственными).

Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем виде как Ме(ОН)х, то диссоциацию растворенной части его можно представить схемой

Ме+n + хОН– ← Ме(ОН)х → хН+ + МеОх n–.

В насыщенном растворе амфотерного гидроксида все эти ионы находятся в состоянии равновесия. В зависимости от условий (реакции среды) равновесие может быть смещено в ту или другую сторону. Так, для амфотерного гидроксида цинка

Zn 2+ + 2OH– ← Zn(OH)2 → 2H+ + ZnO2 2–.

В кислой среде равновесие смещается влево, и он ведет себя как основание, а в щелочной среде – вправо, и он ведет себя как кислота:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O;

Zn(OH)2 + 2NaОН = Na2ZnO2 + 2H2O.

Амфотерные гидроксиды обычно получают взаимодействием соответствующей растворимой соли с эквивалентным количеством щелочи, избегая избытка последней:

CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl.

Соли

Соли – это вещества, молекулы которых состоят из основного и кислотного остатка. Их можно рассматривать как продукты частичного или полного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксидных групп в основании на кислотные остатки.

Различают средние, кислые и основные соли.

Средние или нормальные соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислотах на металл или гидроксидных групп в основаниях на кислотный остаток, например,

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O,

CuCl2 – средняя соль, хлорид меди (II).

Атомы водорода в кислоте могут быть замещены также группой атомов, играющих роль катиона, например, аммонийной группой:

17

HCl + NH4+ = NH4Cl + Н+; H2SO4 + 2NH4+ = (NH4)2SO4 + 2Н+.

Если атомы водорода в многоосновной кислоте замещены двумя различными металлами, то такую соль называют двойной:

NaKCO3 – карбонат натрия, калия;

KAl(SO4)2 – сульфат калия, алюминия (алюмокалиевые квасцы).

Получают двойные соли путем соединения двух средних солей одной и той же кислоты

К2SO4 + Cr2(SO4)3 = 2КCr(SO4)2.

Двойные соли при диссоциации образуют катионы двух металлов и анионы кислотного остатка одной кислоты

КCr(SO4)2 = К++ Сr3+ + 2SO42–.

Иногда металл в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками. Такие соли называют смешанными. Смешанной солью является белильная известь – кальциевая соль соляной кислоты HCl и хлорноватистой HClO кислот: Cl–Ca–OСl или CaOCl2.

Кислые соли – продукты неполного замещения водорода в молекулах кислот атомами металлов. Их получают при взаимодействии кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

Ясно, что кислая соль может быть образована только многоосновной кислотой, одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Действуя на кислую соль достаточным количеством соответствующего основания, ее можно перевести в среднюю

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксидных групп в основаниях на кислотные остатки. Они получаются в тех случаях, когда при взаимодействии кислоты с основа-

18

ниями количество взятой кислоты недостаточно для образования средней соли:

Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe(OH)SO4 + 2H2O.

Основная соль может быть образована только металлами, степень окисления которых выше единицы, т. е. образующими многокислотные основания.

Основные соли могут быть переведены в средние действием тойкислоты, кислотный остаток которой входит в состав соли:

Zn(OH)Cl + HCl = ZnCl2 + H2O.

Номенклатура солей.

Наиболее распространена международная номенклатура, котораяпостроенанаследующихпринципах.

Наименование солей бескислородных кислот слагается из сочетания латинского или греческого названия элемента, образующего кислоту с окончанием -ид и названия металла: NaCl – хлорид натрия, AgBr – бромидсеребра, CaS – сульфидкальция.

Для солей, образованных металлами с переменной степенью окисления, последняя указывается в скобках:

FeCl3 – хлорид железа (III), FeCl2 – хлорид железа (II). Названия солей кислородных кислот образуются от латин-

ского названия кислотного остатка и названия металла, а латинское название кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом в случае максимальной степени окисления кислотообразующего элемента употребляется окончание -ат, а в случае низшей степени – -ит. Например, соли азотной и серной кислот называются нитратами и сульфатами, а азотистой и сернистой, соответственно, нитритами и сульфитами: NaNO3 – нитрат натрия, NaNO2 – нитрит натрия, Na2SO3 – сульфит натрия, Na2SO4 – сульфат.

Названия кислых солей составляются добавлением приставки гидро-, что указывает на наличие незамещенных атомов водорода. Если таких атомов несколько, их число обозначают грече-

19

скими числительными (ди, три и т. д.). Например, К2НРО4 – гидрофосфат калия, КН2РО4 – дигидрофосфат калия.

Наименование основных солей выводят из средних, применяя приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксидных групп. Если число гидроксидных групп в молекуле соли больше единицы, то их количество также указывается числительными (ди, три и т. д.). Так, Cr(OH)2NO3 – дигидроксонитрат хрома, CrOH(NO3)2 – гидроксонитратхрома.

На практике иногда используют старинные технические названия солей. Соли азотной кислоты и металлов натрия, калия, кальция называют селитрами. Соли серной кислоты, содержащие кристалли-

зационную воду (CuSO4 5H2O; FeSO4 7H2O; Na2SO4 10H2O), – ку-

поросами; Na2CO3 – содой; K2CO3 – поташом.

Составление формул солей. Выше было указано, что моле-

кулы солей состоят из основных и кислотных остатков, связанных друг с другом в строго определенных для каждого вещества отношениях. Как основные, так и кислотные остатки имеют определенную степень окисления, величина которой устанавливается совершенно так же, как и для отдельных атомов.

Степень окисления основного остатка определяется числом гидроксидных групп, отнятых от молекулы основания. Например, Са(ОН)2 образует два основных остатка: Са2+ и СаОН+.

Степень окисления кислотного остатка определяется числом атомов водорода, которые нужно отнять от молекулы кислоты для его получения. Так, для двуосновной серной кислоты возможно существование двух кислотных остатков – SO42–, HSO4–.

Зная степень окисления основного и кислотного остатков, можно составить формулу соли, используя правило, что произведение степени окисления основного остатка на число остатков должно быть равно произведению степени окисления кислотного остатка на число остатков, т. е. в целом молекула должна быть электронейтральной. Пример: составить формулу сульфата калия.

Сульфаты – соли серной кислоты. Кислотный остаток SO4–2.

20