Вариант 15

1. Одна и та же масса металла соединяется с 0,200 г кислорода и с 3,17 г одного из галогенов. Вычислить молярную эквивалентную массу галогена.

2. При взаимодействии ортофосфорной кислоты со щелочью образовалась соль KН₂РО₄. Вычислить молярную эквивалентную массу кислоты для данного случая.

3. Вычислить эквивалент и молярную эквивалентную массу оксидов магния и алюминия в следующих реакциях:

а) 2НСl + MgO = MgCl₂ + H₂O;

б) 6HNO₃ + Al₂O₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O.

Работа 2 основные классы неорганических соединений

Цель работы: ознакомиться с основными классами неорганических соединений и химическими свойствами некоторых веществ.

Основные теоретические положения

Неорганические соединения обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Образование названия оксида (его номенклатура) подчиняется следующим правилам:

а) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет единственную степень окисления, то название такого соединения состоит из слова «оксид» и названия металла, например: Na₂O – оксид натрия, BaO – оксид бария.

б) Если элемент, соединяясь с кислородом, проявляет различные степени окисления, то после названия элемента в круглых скобках римскими цифрами указывается степень окисления элемента или систематическое название с числовыми приставками, например: N₂O – оксид азота (I) или оксид диазота, NO₂ – оксид азота (IV) или диоксид азота.

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуются металлами, степень окисления которых не выше трех (например, оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Кислотные оксиды образуются неметаллами, а также металлами со степенью окисления +4, +5, +6, +7, например: Р₂О₃, SiО₂, Mn₂О₇ и т.д. Амфотерные оксиды образуются металлами, проявляющими амфотерные свойства и степень окисления которых равна +2, +3, например: Al₂О₃, Cr₂О₃, Ga₂О₃, Fe₂О₃, SnО, BeО, ZnО и т.д.

Если элемент образует несколько оксидов (например, хром: ), то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Таким образом, CrO – основной оксид, Cr₂O₃ – амфотерный оксид, CrO₃ – кислотный оксид.

Химические свойства оксидов

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой:

Nа₂O + Н₂О = 2NаOН;

основной вода щелочь

оксид

N₂O₅ + Н₂О = 2НNO₃.

кислотный вода кислота

оксид

2. Основные и кислотные оксиды реагируют между собой:

Nа₂O + СО₂ = Nа₂СО₃.

основной кислотный соль

оксид оксид

3. Амфотерные оксиды реагируют с кислотными и основными оксидами:

ZnO + SO₃ = ZnSO₄;

амфотерный кислотный соль

оксид оксид

ZnO + Nа₂O = Nа₂ZnO₂.

амфотерный основной соль

оксид оксид

4. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Nа₂O + H₂SO₄ = Nа₂SO₄ + Н₂О.

основной кислота соль вода

оксид

5. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями:

N₂O₅ + 2NаOН = 2NaNO₃ + Н₂О.

кислотный основание соль вода

оксид

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:

– основные свойства:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + Н₂О;

амфотерный кислота соль вода

оксид

б) кислотные свойства:

ZnO_т + NаOН_т Nа₂ZnO₂ + Н₂О.

амфотерный основание соль вода

оксид

Гидроксиды можно рассматривать как продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).

Амфолиты – гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и с основанием. Если обе реакции осуществимы, то гидроксид амфотерен.

Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы ОН^–, например:

NаOН ↔ Nа⁺ + ОН^–.

Кислотность основания определяется числом гидроксильных групп. В связи с этим различают:

– однокислотные основания (например: NаOН, LiOH);

– двухкислотные основания (например: Mg(OH)₂, Cu(OH)₂);

– трехкислотные основания (например: Al(OH)₃, Fe(OH)₃).

Основания, в составе которых находится более одной гидроксильной группы, называются многокислотными. Диссоциация многокислотных оснований протекает ступенчато:

Cu(OH)₂ ↔ CuOH⁺ + ОН^– I ступень

CuOH⁺ ↔ Cu²⁺ + ОН^– II ступень

По растворимости основания делят на сильные, т.е. растворимые в воде (к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов), и слабые, т.е. малорастворимые в воде (гидроксиды остальных металлов).

Номенклатура оснований основана на следующих положениях:

1. Если металл имеет постоянную степень окисления, то названия образуются из слова «гидроксид» и названия металла, например: Mg(OH)₂ – гидроксид магния, NаOН – гидроксид натрия.

2. Если металл имеет переменную степень окисления, то к слову «гидроксид» добавляется приставка латинского числительного или после названия катиона в круглых скобках римскими цифрами указывается его степень окисления, например: Cr(OH)₃ – тригидроксид хрома, или гидроксид хрома (III); Fe(OH)₂ – дигидроксид железа, или гидроксид железа (II).

Химические свойства оснований

1. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):

NаOН + HCl = NаCl + Н₂О.

основание кислота соль вода

2. Растворимые основания взаимодействуют с кислотными оксидами:

2NаOН + СО₂ = Nа₂СО₃ + Н₂О.

основание кислотный соль вода

оксид

3. Растворимые основания взаимодействуют с солями (условие: один из продуктов нерастворим):

2КОН + MgCl₂ = Mg(OH)₂↓ + 2KCl.

основание соль основание соль

4. Нерастворимые основания при повышении температуры разлагаются на оксид и воду:

Cu(OH)₂ CuO + Н₂О.

5. Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и основаниями, проявляя при этом:

а) основные свойства:

Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2H₂O;

амфотерный кислота соль вода

гидроксид

б) кислотные свойства:

Zn(OH)_{2 т} + 2NаOН_т = Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

амфотерный основание соль вода

гидроксид

6. Растворы оснований изменяют цвет индикаторов: фенолфталеин – с бесцветного на малиновый, лакмус – с фиолетового на синий, метиловый оранжевый – с оранжевого на желтый.

Кислоты – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катион водорода Н⁺ и кислотный остаток, например:

HCl ↔ H⁺ + Cl⁻.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, поэтому HCl, HNO₃ – одноосновные кислоты; H₂SO₄, H₂S – двухосновные кислоты; H₃PO₄ – трехосновная кислота. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, например:

H₂SO₄ ↔ H⁺ + HSO₄⁻ I ступень

HSO₄⁻ ↔ H⁺ + SO₄²⁻ II ступень

Кислоты могут быть бескислородными (не содержащими кислород в своем составе: HCl, H₂S) и кислородсодержащими (содержащими в своем составе кислород: H₂SO₄, HNO₃).

Номенклатура кислот подчиняется следующим правилам:

1. Названия бескислородных кислот образуются путем прибавления к корню русского названия элемента через соединительную гласную «о» и словосочетания «водородная кислота», например: HCl – хлороводородная кислота, HF – фтороводородная кислота.

2. Названия кислородсодержащих кислот образуются из названия неметалла с прибавлением -ная, -вая, если степень окисления неметалла равна номеру группы. При понижении степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая, например: HCl⁺⁷O₄ – хлорная кислота, HCl⁺⁵O₃ – хлорноватая кислота, HCl⁺³O₂ – хлористая кислота, HCl⁺O – хлорноватистая кислота.

3. Если элемент в одной и той же степени окисления образует две кислоты, различающиеся «по содержанию воды», то перед названием кислоты, содержащей меньшее количество атомов кислорода, ставят приставку мета-, а перед названием кислоты с большим числом атомов кислорода ставят приставку орто-, например: HP⁺⁵O₃ – метафосфорная кислота, Н₃P⁺⁵O₄ – ортофосфорная кислота.