Repetitor_po_khimii_posle_RIO_16_11

Основные, кислотные и амфотерные оксиды называются с о л е- о б р а з у ю щ и м и . Все они обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями).

Имеется небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств, т. е. не образуют солей. Такие оксиды называются н е с о л е б р а з у ю щ и м и или и н д и ф ф е р е н т - н ы м и. К ним, например, относятся оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO и оксид кремния (II) SiO.

КИСЛОТЫ

Кислоты образованы ионами водорода H+ и кислотными остатками – анионами. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют.

Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные

остатки (Cl , NO3 ); сернистая кислота (H2SO3) – два кислотных остатка: однозарядный (HSO3 ) и двухзарядный (SO32 ), фосфорная –

Число ионов водорода H+, способных замещаться на металл, определяет основность кислоты: одноосновные – HBr, HNO3, HCN;

двухосновные – H2SO4, H2CO3, H2S; трехосновные – Н3РО4, H3BO3.

Различают кислоты к и с л о р о д н ы е и б е с к и с л о р о д н ы е. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, H2SO4, HNO3, Н3РO4), вторые его не содержат (например, HCl, HBr,

11

окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оват(ая), -ист(ая), -оватист(ая). Однако если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется приставка мета-, при большем – орто-: HBO2 – метаборная кислота; H3BO3 – ортоборная кислота (табл.1.1).

Названия б е с к и с л о р о д н ых кислот производят от названия неметалла с соединительной гласной «о» и прибавлением слова водородная: HF – фтороводородная, или плавиковая, кислота; НС1 – хлороводородная, или соляная, кислота; НВr – бромоводородная кислота; HI – иодоводородная кислота; H2S – сероводородная кислота.

Таблица 1.1

Оксиды металлов, реакции образования и названия соответствующих им кислот

12

ОСНОВАНИЯ

В состав молекулы всякого основания (гидроксида) входят металл и некоторое, в зависимости от его степени окисления, число гидроксидных ОН– групп. Зная, что гидроксид-ион однозаряден, легко найти заряд металла либо составить формулу основания.

Основания в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в случае гидрата аммиака) и гидроксид-ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид-ионов, основания не образуют.

Согласно международной номенклатуре названия оснований составляют из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывают степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

13

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называется едкий натр; гидроксид калия КОН – едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)2 – гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)2 – едкий барит.

Большинство оснований почти нерастворимо в воде. Те, которые хорошо растворяются, часто называют щелочами. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса

– в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый цвет. Гидроксид-ионами ОН– обусловлены все общие щелочные свойства растворов (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями).

Амфотерные гидроксиды образуют элементы с амфотерными свойствами. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н+, и гидроксид-ионы ОН–. Такими являются А1(ОН)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3,

Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2, и др.

Например: А13++ЗОН– ↔А1(ОН)3=А1(ОН)3 + Н2O ↔[А1 (ОН)4]– +Н+. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами

кислот, так и с растворами щелочей.

СОЛИ

Соли – соединения, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков. Зная заряд того и другого, легко составить формулу соли и, наоборот, по уже имеющейся формуле и известном заряде одной из составляющих частей определить заряд другой.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т. е. реакции нейтрализации, например

2NaOH + 2H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2O.

Взависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные.

Вк и с л ы х солях кроме ионов металла и кислотного остатка

содержатся ионы водорода, например, NaHSO4, Na2HPO4, NaH2PO4. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Названия кислых солей образуют добавлением к аниону приставки гидро-, а если необходимо, то с соответствующими

14

числительными: NaHSO4 – гидросульфат натрия, КН2РO4 – дигидрофосфат калия.

О с н о в н ы е соли – это соли, которые кроме ионов металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппы. Их можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки, итак, основные соли образуются основаниями многозарядных (двух и более) катионов. Основания однозарядных катионов основных солей не образуют.

Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставки гидроксо-: A1(ОН)SO4 – гидроксосульфат алюминия; A1(ОН)2С1 – дигидроксохлорид алюминия.

Д в о й н ы е соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного остатка, например, KA1(SO4)2, LiAl(SiO3)2, Na3AlF6, KCr(SO4)2. Двойные соли диссоциируют сразу на те ионы, из которых они состоят.

В состав к о м п л е к с н ы х с о л е й входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки).

Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO3 – нитрат калия, FeSO4, – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III), NaCl – хлорид натрия.

В табл. 1.1 приведены оксиды, схемы образования кислот, названия кислот и анионов, с помощью которых можно давать международные названия солям.

15

1.3. Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентов элементов и сложных веществ

Закон эквивалентов: все вещества реагируют в эквивалентных отношениях, то есть в количествах, пропорциональных их молярным массам эквивалентов.

Химический эквивалент – это условная частица,

равноценная (которая соединяется или замещается) по химическому действию одной единице водорода в кислотноосновных реакциях или одному электрону в окислительновосстановительных реакциях.

Эквивалент можно представить в виде фактора эквивалентности. В этом случае фактор эквивалентности записывается как коэффициент перед формулой частицы:

Э(х) = fэкв(х) х.

Фактор эквивалентности fэкв (х) – это число, обозначающее какая доля условной формульной частицы реагирует с одним ионом водорода в данной кислотно-основной реакции или с одним электроном в данной окислительно-восстановительной реакции.

Фактор эквивалентности – это безразмерная величина, которая меньше, либо равна 1. Фактор эквивалентности рассчитывается

для солей, Menz+(KO)zn- z – произведение числа катионов на заряд катиона;

для окислителей (восстановителей) z – числу электронов,

которое принимает (отдает) одна формульная единица окислителя (восстановителя).

Молярная масса эквивалента вещества – масса одного моля

эквивалента этого вещества, равна произведению молярной массы вещества х на фактор эквивалентности

М(Э(х)) = М(х) fэкв (х), г/моль,

где М(х) – молярная масса вещества х,

fэкв (х) – фактор эквивалентности вещества х.

16

Молярная масса эквивалента определяется по конкретной химической формуле и зависит от того, в реакции какого типа

участвует данное вещество. Следовательно, она изменяется в зависимости от конкретной химической реакции, в которой участвует данное вещество.

а) Молярная масса эквивалента элемента х связана с атомной

б) Молярная масса эквивалента кислоты Hn+(KO)n- может быть вычислена как частное от деления молярной массы кислоты, на число ионов водорода замещающихся в данной реакции.

М(Э(Hn+(KO)n-)) = М(Hn+(KO)n-)· fэкв (Hn+(KO)n-).

М(Э(кислоты)) = М(кислоты) fэкв (кислоты).

Так, для реакций трехосновной фосфорной кислоты возможны несколько случаев взаимодействия (табл.1.2).

Таблица 1.2

Примеры расчета молярной массы эквивалента кислоты

Молярная масса эквивалента фосфорной кислоты рассчитанная

по формуле М(Э(H3PO4)) = М(H3PO4) · fэкв (H3PO4), будет равна 98/1, 98/2 и 98/3 соответственно.

вступающих в данную реакцию.

М(Э(Mez+(OH)z)) = М(Mez+(OH)z) · fэкв (Mez+(OH)z-).

М(Э(основания)) = М(основания) fэкв (основания)

17

как отношение молярной массы соли к произведению числа катионов

на заряд катиона.

М(Э(Menz+(KO)zn-)) = М(Menz+(KO)zn-) · fэкв (Menz+(KO)zn-).

М(Э(соли)) = М(соли) fэкв (соли).

В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса окислителя или восстановителя рассчитывается с учетом числа электронов, участвующих в процессе окисления или восстановления. Например, с участием KMnO4 в кислой среде перманганат-ион восстанавливается до Mn (II)

MnO 4 + 8H+ + 5 е = Mn+2 + 4H2O.

Поскольку в реакции участвуют 5 электронов, fэкв (KMnO4) = 1/5, и

тогда М (1/5 KMnO4) = 1/5∙158 = 31,6 г/моль.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.1. Что выражает химическая формула вещества?

1.2. Какие оксиды называются кислотными, а какие основными? Приведите по 5 примеров.

1.3. Какие оксиды называются амфотерными? Приведите примеры.

1.4. Назовите вещества, состав которых представлен следующими формулами: P2O5, Na2O, N2O, Li2O, SO2, Cr2O3, CrO3, H2, O2. Отметьте основные и кислотные оксиды.

1.5. Укажите, какие из следующих веществ относятся к классу оксидов: негашеная известь, фосфорный ангидрид, сероводород, сернистый газ, аммиак, серный ангидрид. Приведите формулы указанных сложных веществ.

1.6. Перечислите ряд общих свойств, присущих типичным общеизвестным солям.

1.7. Приведите примеры 10 солей, в том числе кислых и основных. Назовите эти соли. В чем заключается различие между кислыми и основными солями?

1.8.. Что называется эквивалентом элемента, эквивалентом сложного вещества, молярной массой эквивалента?

1.9. Сформулируйте закон эквивалентов.

18

1.10. Определите молярную массу эквивалента следующих элементов:

а) серебра, если известно, что при нагревании его оксида до полного разложения масса оксида уменьшилась на 6,9 %; б) свинца, если при нагревании 1,036 г его в токе кислорода получено 1,116 г оксида;

в) натрия и серы, если известно, что 2,3 г натрия непосредственно реагируют с 1,6 г серы и с 3,55 г хлора; молярную массу эквивалента хлора принять равной 35,5 г.

1.11. Определите молярную массу эквивалента металла в следующих соединениях: Mn2O7, Mg2P2O7, Ba(OH)2, Al2(SO4)3,

Ag2O, Ca3(PO4)2.

1.12. Как изменяются окислительные свойства кислот хлора в ряду HClO, HClO2, HClO3, HClO4? Укажите причину этой закономерности.

19

2. СТРОЕНИЕ АТОМА

Атом – электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоящая из ядра и электронов.

Атом условно можно представить:

В настоящее время в ядре открыто большое число элементарных частиц, важнейшие из которых: p – протон, n – нейтрон (табл.2.1). Число протонов в ядре характеризует его заряд (Z), принадлежность атома данному химическому элементу соответствует порядковому номеру элемента в Периодической системе. Сумму протонов (Z) и нейтронов (N), содержащихся в ядре атома, называют массовым числом (А), A = Z + N. [1-9]

Таблица 2.1

Элементарные частицы

Находясь в поле ядра, электроны непрерывно движутся, а так как масса электрона мала, а скорость велика, то он как бы «размазан» в пространстве вокруг ядра и рассматривается как электронное облако. Невозможно одновременно точно определить координаты электрона и его скорость. Можно говорить лишь о вероятностном нахождении электрона в данной точке в данное время в поле ядра.

20