Metodichka_po_khimii

22

K3[Fe(CN)6] →3K + + [Fe(CN)6]3–;

[Li(H2O)4]NO3 →[Li(H 2O)4]+ + NO3–.

В свою очередь сложные (комплексные) ионы в очень малой степени подвергаютсядальнейшей диссоциации:

[Li(H2O)4]+ ↔Li + + 4H2O.

Комплексные соединения (номенклатуру и свойства) мы рассмотрим в дальнейшем при изучениикурса.

Согласно современным номенклатурным правилам названия солей образуются из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже. Название аниона состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, окончания и, если необходимо, приставки. Для названия катиона используется русское наименование соответст-

названий кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления ки-

лицу 8). Так, соли азотистой кислоты HNO3 называются нитритами, сернистой кислоты H2SO3 – сульфитами ит. д.

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом к аниону добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три и т.д.). Например: Ва(НСO 3)2 – гидрокарбонат бария, NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей также образуют подобно названию средних солей, но при этом к катиону добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Например: FeOHCl – хлорид гидроксожелеза(II), (NiOH) 2SO4 –сульфат гидроксоникеля (II), Al(OH)2NO3 – нитратдигидроксоалюминия.

3.4.2 Общие физическиесвойства солей.

При обычных условиях все соли –твердые вещества. Чаще соли не имеютцвета, нонекоторые ионы придают солям характерную окраску:

11

3.1 Основания

3.1.1 Определение.

Основания –это сложные соединения, состоящие, как правило, из металла и одной или нескольких гидроксильных групп. Основания при диссоциации в водных растворах дают только один вид анионов –гидро - ксид-анионы ОН–.

NaOH = Na+ +ОН –; Ва(ОН) 2 =Ва 2+ + 2ОН–.

3.1.2 Номенклатура иклассификация оснований.

Названия основных гидроксидов составляются из слова« гидроксид»

железа(II), Cr(OH) 2 – гидроксид хрома(II).

Основания можно подразделить по различным критериям: по растворимости в воде, по количеству гидроксогрупп, по степени электролитической диссоциации и т. д. Классификация оснований рассмотрена в таблице 5.

По количеству гидроксогрупп в формульной единице. Число гидроксильных групп,

12

3.1.3 Физическиесвойства оснований.

Гидроксиды щелочных металлов – при обычных условиях представляют собой твердые белые кристаллические вещества, гигроскопичные, мылкие на ощупь, очень хорошо растворимы в воде (их растворение –эк - зотермический процесс), легкоплавки. Гидроксиды щелочноземельных металлов Са(ОН) 2, Sr(OH)2, Ва( ОН) 2) – белые порошкообразные вещества, гораздо менее растворимы в воде по сравнению с гидроксидами щелочных металлов. Нерастворимые в воде основания обычно образуются в виде гелеобразных осадков, разлагающихся при хранении. Например, Сu(ОН) 2 – синийстуденистый осадок.

3.1.4 Химическиесвойства оснований.

Свойства оснований обусловлены наличием ионов ОН–. В свойствах щелочей и нерастворимых в воде оснований имеются отличия, однако общим свойством является реакция взаимодействия с кислотами. Химические свойства основанийпредставлены в таблице 6.

3.1.5 Важнейшиеоснования.

NaOH – едкий натр, каустическая сода. Легкоплавкие (tпл = 320 °С) белые гигроскопичные кристаллы, хорошо растворимы в воде. Раствор мылкий на ощупь и является опасной едкой жидкостью. NaOH – один из важнейших продуктов химической промышленности. В больших количествах требуется для очистки нефтепродуктов, широко применяется в мыловаренной, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности,

21

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4].

Или при сплавлении:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2O.

Получаютгидроксид цинка аналогичногидроксиду алюминия.

3.4 Соли

3.4.1 Определение. Классификация. Номенклатура.

К солям относятся вещества, состоящие из катионов металла (аммониия) и кислотного остатка, диссоциирующие в водных растворах с образованием, соответственно, катионов металлов и анионов кислотного остатка. Например,

Na2SО4 = 2Na+ + SO42– или Cu(NО3)2 = Cu2+ + 2NO3–.

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомовNH 4) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли. При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания– основные соли. Ясно, что кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна двум или больше, а основные соли– гидроксидами, содержащими не менее двух гидроксогрупп. Примеры образования солей:

Са( ОН) 2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O, CaSO4 (сульфаткальция) –средняя соль;

КОН + H2SO4 = KHSO4 +Н 2O,

KHSO4 (гидросульфат калия) –кислая соль;

Mg(OH)2 + HC1 = Mg(OH)Cl + Н2О, Mg(OH)Cl (хлоридгидроксомагния) –основная соль.

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями; соли, образованные одним металлом и двумя кислотами, – смешанными солями. Примером двойной соли может служить сульфат калия-алюминия (алюмокалиевые квасцы) KA1(SО4)2·12H2О. К смешанным солям относится, например, хлорид-гипохлорит кальция CaCl(OCl) (или СаОСl 2) – кальциевая соль соляной (НС1) и хлорноватистой (НO С1) кислот.

В состав комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы, которые сохраняются при растворении комплексных соединений.Например :

20

Вупрощенном виде (если представить Ве( ОН) 2 как кислоту Н2ВеО2)

Ве( ОН) 2 + 2NaOH (конц.горяч .) = Na2BeО 2 + 2H2О.

бериллатNa

Гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высшим степеням окисления, чаще всего имеют кислотные свойства: например, Мn 2О7 –НМn О4; CrО3 – H2CrО4. Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств: СrО – Сr(ОН) 2; МnО – Mn(OH)2; FeO – Fe(OH)2. Промежуточные соединения, соответствующие степеням окисления+3и +4,часто проявляют амфотерные свойства: Сr2О3 – Cr(OH)3; Fe2О3 – Fe(OH)3. Проиллюстрируем эту закономерность на примересоединений хрома (таблица 9).

Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6] + 3H2О.

гексагидроксохромат (III) Na

Оксид и гидроксид цинка ZnO, Zn(OH)2 –типично амфотерные соединения, Zn(OH)2 легко растворяетсяв растворах кислот ищелочей.

Взаимодействие с кислотами приводит к образованию соли, в которой элемент цинкнаходится в формекатиона:

Zn(OH)2 + 2HC1 = ZnCl2 + 2H2O.

Взаимодействие с основаниями приводит к образованию соли, в которой элемент цинк находится в составе аниона. При взаимодействии со щелочами в растворах образуются тетрагидроксоцинкаты, при сплавлении–цин - каты:

13

атакже для производства искусственного волокна.

КОН – едкое кали. Белые гигроскопичные кристаллы, хорошо рас-

воде. Раствор называется «известковой водой», суспензия – «известковым молоком». Известковая вода применяется для распознавания углекислого газа, она мутнеет при пропускании СO2. Гашеная известь широко используется в строительном деле в качестве основы для изготовления вяжущих веществ.

3.1.6 Получение оснований. 3.1.6.1 Получение щелочей:

– при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов

сводой:

– при взаимодействии оксидов щелочных и щелочноземельных металловс водой:

Na2О+Н 2О= 2NaOH;

2Сl– – 2е = Cl2.

Итоговое ионное уравнение:

эл. ток

2Na+ + 2Сl– + 2Н2О → 2Na+ +Н 2 + 2ОН– + Cl2.

Итоговое молекулярноеуравнение:

эл.ток

2NaCl + 2Н2О → 2NaOH + Н2 + Cl2.

14

3.1.6.2 Получение нерастворимыхв воде оснований.

Нерастворимые в воде основания (также как и амфотерные гидроксиды) получают в результате реакции растворов соответствующих солей сощелочами (по реакциям обмена):

La(NО 3)3 + 3NaOH = La(OH)3↓+ 3NaNО3;

Cu(NО3)2 + 2КОН = Cu(OH)2↓ + 2KNО3;

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl.

3.2 Кислоты

3.2.1 Определение. Состав истроениекислот .

Кислоты – это вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. При диссоциации в водных растворах дают только один вид катионов – катионы водородаН+:

HNO3 = Н+ + NO3–;

НС1 = H + + CI–.

Кислоты, как правило, вещества молекулярного строения. Атомы в молекуле связаны ковалентными полярными химическими связями. Чем более поляризована связь между атомом водорода, способным отщепляться в виде катиона водорода, и атомом какого-либо другого элемента, тем легче происходит диссоциация такой связи, тем больше в растворе находитсякатионов водорода,тем более кислаясреда образуется.

Важное значение имеет также не только полярность обсуждаемой связи, но и ее поляризуемость, то есть способность дополнительно поляризоваться под действием определенных реагентов,например , молекулводы.

3.3.2 Классификация и номенклатуракислот.

Кислоты классифицируют по их силе, по основности и по наличию или отсутствиюкислорода в составекислоты .

– кислородсодержащие:например, H2SО4, HNО 3, H3PО4. 3.3.2.2 Классификация кислотпо числу атомов водородав молекуле

кислоты, способныхзамещаться атомами металлов(по основности):

–одноосновные: НС1, HBr, HI, HN О3;

–двухосновные: H2SО4, H2SО3, H2CО3, H2S;

–трехосновные: H 3PО4, H3AsО4.

Существуют и кислоты большей основности. Например, пирофосфорнаяН4Р2О7 – четырехосновная.

19

2А1(ОН) 3 + 6НС1 = 2 А1С13 + 6Н2O; А1( ОН) 3 + 3Н+ =А1 3+ + 3Н2O.

Вэтой реакции А1(ОН )3 выполняет функцию основания, образуя соль,

вкоторой алюминий является катионом А1 3+;

2)в которых элемент А1 входитв составаниона (алюминаты).

А1( ОН) 3 + NaOH = NaA1O2 + 2Н2O.

Вэтой реакции А1(ОН )3 выполняет функцию кислоты, образуя соль,

вкоторой алюминий входит в состав аниона AlO2–.

Формулы растворенных алюминатов записывают упрощенно, имея в видупродукт, образующийсяпри обезвоживании соли.

В химической литературе можно встретить разные формулы соединений, образующихся при растворении гидроксида алюминия в щёлочи: NaA1О2 (метаалюминат натрия), Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрия. Эти формулы не противоречат друг другу, так как их различие связано с разной степенью гидратации этих соединений: NaA1 О2·2Н2О – это иная запись Na[Al(OH)4]. При растворении А1( ОН) 3 в избытке щелочи образуетсятетрагидроксоалюминатнатрия :

А1( ОН) 3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

При спеканииреагентов образуетсяметаалюминат натрия:

С1000 º

А1( ОН) 3 + NaOH = NaA1О2 + 2Н2О.

Таким образом, можно говорить, что в водных растворах присутствуют одновременно такие ионы, как[ А1(ОН) 4]– или [А1(ОН )4(Н2О) 2]– (для случая, когда составляется уравнение реакции с учетом гидратной оболочки), азапись A1О2– является упрощенной.

Изза способности реагировать со щелочами гидроксид алюминия, как правило, не получают действием щелочи на растворы солей алюминия,а используют раствор аммиака:

A12(SО4)3 + 6 NH3·Н2О = 2А1(ОН )3 + 3(NH4)2SО4.

Среди гидроксидов элементов второго периода амфотерные свойства проявляют гидроксид бериллия (сам бериллий проявляет диагональное сходство салюминием).

Скислотами:

Ве( ОН) 2 + 2НС1 =ВеС 12 + 2Н2О.

вытесняетслабую уксуснуюкислоту СН3СООН:

CH3COONa + HC1 = СН3СООН+ NaCl.

Нелетучая серная кислота H2SO4 вытесняет более летучуюHNO 3. Обе кислоты – сильные. В растворе такая реакция не пойдет. Она пойдет при особых условиях: берется соль в кристаллическом виде (не в растворе), H2SO4 – концентрированная:

2KNO3 (тв.) + H2SO4 (конц.) = K2SO4 + 2HNO3,или KNO3 (тв.) + H2SO4 (конц.) = KHSO4 + HNO3.

3.3 Амфотерныегидроксиды

3.3.1 Основныепонятия.

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, то есть реагирующие, соответственно, как с кислотами, так и со щелочами. Амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид: например, ZnO – Zn(OH)2 илиH 2ZnO2; А1 2O3 –

А1( ОН) 3 или Н3АlO 3 (НАlO 2).

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде. И основные, и кислотные свойства таких гидроксидов выражены слабо, они одновременноявляются ислабыми кислотами,ислабыми основаниями.

3.3.2 Амфотерныесвойства гидроксидов некоторыхэлементов .

Амфотерными являются следующие оксиды элементов главных под-

групп: BeO, A12O3, Ga2O3, GeO2, SnO, SnO2, PbO, Sb2O3, РоO2. Амфотер-

ными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных

подгрупп: Ве( ОН) 2, А1( ОН) 3, Sc(OH)3, Ga(OH)3, In(OH)3, Sn(OH)2, SnО2·nH2О, Pb(OH) 2, PbО 2·nH2О.

Основный характер оксидов и гидроксидов элементов одной подгруппы усиливается с возрастанием порядкового номера элемента( при сравнении оксидов и гидроксидов элементов в одной и той же степени окисления). Например, N2O3, Р2O3, As2O3 –кислотные оксиды, Sb2O3 –ам - фотерныйоксид, Bi2O3 – основный оксид.

Рассмотрим амфотерные свойства гидроксидов на примере соединений бериллияиалюминия .

Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства, реагирует как

15

Кислоты такжеможно классифицировать ипо другим признакам.

3.3.2.3Классификация кислот постепени диссоциации:

–слабые : H 2S, H2SiО3, H2CО3, CH3COOH и т.д .;

– сильные:НС 1, HBr, HI, HNО3, H2SО4.

3.3.2.4По растворимости:

–растворимыев воде (H2SО4, HNO3, HC1, СН3СООН);

–нерастворимые в воде (H2SiО3).

3.3.2.5 По стабильности:

–стабильные (H2SО4, HC1, Н3РО4);

–нестабильные (H2CО3, H2SО3, HNО 2).

3.3.2.6 По летучести:

–летучие (НС1, HNО3, CH3COOH);

–нелетучие(H 2SО4, H3PО4, H2SiО3).

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан) суффикс «о» и окончание« водород»: НС1 – хлороводород, H 2Se – селеноводород, HCN – циановодород.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова« кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «ная» или «овая». Например, H2SO4 – серная кислота, H3AsO4 –мышьяковая кислота, НСlO 4 –хлорная кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая», «истая», «оватистая» (таблица7).

Таблица 7 –Названиякислотхлора

Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р2О5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, НРО3 и Н3РО4). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, добавля-

16

ется приставка «мета», а к названию кислоты, содержащей наибольшее

3.2.3 Химическиесвойства кислот. 3.2.3.1 Реакциис металлами.

Металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений металлов( см. приложение А) до Н2, вытесняют водород из растворов кислот «не окислителей» НС( 1, HBr, HI, H2SО4 разбавленная). Происходит реакция замещения, образуется соль и водород. Металлы, расположенные в ряду напряжений после Н2,с кислотами« не окислителями» не реагируют.

Примеры:

Zn + H2SО4 = ZnSО4 + H2↑; 2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + 3Н2↑;

17

MgO + 2HNО3 = Mg(NО 3)2 + H2О;

А12О3 + 6НС1 = А2 1С13 + 3Н2О.

3.2.3.3 Реакциис основаниями и амфотернымигидроксидами.

Кислоты реагируют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованиемсоли и воды:

2NaOH + H2SО4 = Na2SО4 + 2H2О;

Al(OH)3 + 3HC1 = AICI3 + 3H2О.

Реакция сильных кислот сильнымиоснованиями –нейтрализация .

3.2.3.4 Реакциис солями.

Слабые кислоты могут быть вытеснены из солей сильными кисло-

тами.

Например, сильная соляная кислота НС1 вытесняет слабую сероводороднуюкислоту H2S:

Na2S + 2HC1 = 2NaCl + H2S.

Или сильная азотная кислота HNО 3 вытесняет слабую H2SiО3. Последняя выпадает осадок, т. к. онанерастворима в воде:

K2SiО3 + 2HNО3 = 2NaNО3 + H2SiО 3.

3.2.3.5 Кислоты можно обнаружить индикаторами. Лакмус в кис-

лой среде – красный, метиловый оранжевый –красный , фенолфталеин – бесцветный.

Для обнаружения кислот удобно использовать лакмус. Индикаторы реагируютна наличие в раствореионовН +.

3.2.4 Получениекислот.

3.2.4.1 Получение бескислородныхкислот.

Бескислородные кислоты, состоящие из двух элементов, могут быть

3.2.4.2 Получениекислородсодержащих кислот.

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены гидратацией