Файл: Неорг.химия.doc

2.Реагируют с металлами в ряду активности до  H2  

(искл. HNO3 –азотная кислота)                                         

Ме + КИСЛОТА =СОЛЬ + H2↑          (р. замещения)

3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов

 МехОу +  КИСЛОТА= СОЛЬ + Н2О     (р. обмена)

CuO + H2SO4 = Cu SO4 + H2O

4. Реагируют с основаниями  – реакция нейтрализации 

КИСЛОТА  + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H2O    ( р. обмена)

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2

5. Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется кислота, выпадающая в осадок или выделяется газ:

2 NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) =  Na2SO4 + 2HCl­↑  ( р. обмена)

 КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА       (р. разложения )

 Запомните!  Неустойчивые кислоты (угольная и сернистая) – разлагаются на газ и воду:       

H2CO3 ↔ H2O + CO2↑

H2SO3 ↔ H2O + SO2↑

Сероводородная кислота в продуктах выделяется в виде газа: СаS + 2HCl = H2S↑ + CaCl2

5. Основания – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.Общая формула оснований Ме(ОН)n. Основания (с точки зрения теории электролитической диссоциации) – это электролиты, диссоциирующие при растворении в воде с образованием катионов металла и гидроксид-ионов ОН–.

Классификация. По растворимости в воде основания делят на щелочи (растворимые в воде основания) и нерастворимые в воде основания. Щелочи образуют щелочные и щелочно-земельные металлы, а также некоторые другие элементы-металлы. По кислотности (числу ионов ОН–, образующихся при полной диссоциации, или количеству ступеней диссоциации) основания подразделяют на однокислотные (при полной диссоциации получается один ион ОН–; одна ступень диссоциации) и многокислотные (при полной диссоциации получается больше одного иона ОН–; более одной ступени диссоциации). Среди многокислотных оснований различают двухкислотные (например, Sn(OH)2), трехкислотные (Fe(OH)3) и четырехкислотные (Th(OH)4). Однокислотным является, например, основание КОН.

Выделяют группу гидроксидов, которые проявляют химическую двойственность. Они взаимодействую как с основаниями, так и с кислотами. Это амфотерные гидроксиды (см. таблицу 1).

Амфотерные гидроксиды

Физические свойства. Основания - твердые вещества различных цветов и различной растворимости в воде.

 Химические свойства оснований

 1) Диссоциация: КОН + nН2О  К+mН2О + ОН–dН2О или сокращенно: КОН К+ + ОН–.

Многокислотные основания диссоциируют по нескольким ступеням (в основном диссоциация протекает по первой ступени). Например, двухкислотное основание Fe(OH)2 диссоциирует  по двум ступеням:

 Fe(OH)2FeOH+ + OH– (1 ступень);

FeOH+Fe2+ + OH– (2 ступень).

 2) Взаимодействие с индикаторами (щелочи окрашивают фиолетовый лакмус в синий цвет, метилоранж – в желтый, а фенолфталеин – в малиновый):

 индикатор + ОН– (щелочь)  окрашенное соединение.

 3) Разложение с образованием оксида и воды (см. таблицу 2). Гидроксиды щелочных металлов устойчивы к нагреванию (плавятся без разложения). Гидроксиды щелочно-земельных и тяжелых металлов обычно легко разлагаются. Исключение составляет Ba(OH)2, у которого tразл  достаточно высока (примерно 1000 °C).

 Zn(OH)2  ZnO + H2O.

Таблица 2 - Температуры разложения некоторых гидроксидов металлов

 4) Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (например, Al и Zn):

 В растворе: 2Al + 2NaOH + 6H2O   2Na[Al(OH)4] + 3H2­

2Al + 2OH– + 6H2О  2[Al(OH)4]– + 3H2­.

При сплавлении: 2Al + 2NaOH + 2H2O   2NaAlО2 + 3H2­

 5) Взаимодействие щелочей с неметаллами:

 6NaOH + 3Cl2  5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

 6) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

 2NaOH + СО2  Na2CO3 + H2O                2OH– + CO2  CO32– + H2O.

В растворе: 2NaOH + ZnO + H2O  Na2[Zn(OH)4]              2OH– + ZnO + H2О  [Zn(OH)4]2–.

При сплавлении с амфотерным оксидом: 2NaOH + ZnO  Na2ZnO2 + H2O.

 7) Взаимодействие оснований с кислотами:

 H2SO4 + Ca(OH)2  CaSO4 + 2H2O    2H+ + SO42– + Ca2+ +2OH–  CaSO4 + 2H2O

H2SO4 + Zn(OH)2  ZnSO4 + 2H2O        2H+ + Zn(OH)2  Zn2+ + 2H2O.

 8) Взаимодействие щелочей с амфотерными гидроксидами (см. таблицу 1):

 В растворе: 2NaOH + Zn(OH)2  Na2[Zn(OH)4]      2OH–  +  Zn(OH)2  [Zn(OH)4]2–

При сплавлении: 2NaOH + Zn(OH)2  Na2ZnO2 + 2H2O.

 9) Взаимодействие щелочей с солями. В реакцию вступают соли, которым соответствует нерастворимое в воде основание:

 CuSО4 + 2NaOH  Na2SO4 + Cu(OH)2               Cu2+ + 2OH– Cu(OH)2.

 Получение. Нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия соответствующей соли со щелочью:

 2NaOH + ZnSО4  Na2SO4 + Zn(OH)2              Zn2+ + 2OH– Zn(OH)2.

Щелочи получают:

1) Взаимодействием оксида металла с водой:

 Na2O + H2O  2NaOH                     CaO + H2O  Ca(OH)2.

 2) Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:

 2Na + H2O  2NaOH + H2­                    Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2­.

 3) Электролизом растворов солей:

2NaCl + 2H2O H2­+ 2NaOH + Cl2­

 4) Обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями. В ходе реакции должна обязательно получаться нерастворимая соль.

 Ba(OH)2 + Na2CO3  2NaOH + BaCO3          Ba2+ + CO32–  BaCO3.

6. Солями называются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Например, NaCl – хлорид натрия, СаSO4 – сульфат кальция и т. д.

Практически все соли  являются ионными соединениями, поэтому в солях между собой связаны ионы кислотных остатков и ионы металла:

Na+Cl– – хлорид натрия

Ca2+SO42– – сульфат кальция и т.д.

Отсюда различают следующие виды солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na2CO3, KNO3 и т.д. 2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO3, NaH2PO4 ит. д.

3. Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO3, KAl(SO4)2 и т.д.

4. Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO4 , Zn(OH)Cl и т.д.

По международной номенклатуре название соли каждой кислоты происходит от латинского названия элемента.Например, соли серной кислоты называются сульфатами: СаSO4 – сульфат кальция, Mg SO4 – сульфат магния и т.д.; соли соляной кислоты называются хлоридами: NaCl – хлорид натрия, ZnCI2 – хлорид цинка и т.д.

В название солей двухосновных кислот добавляют частицу «би» или «гидро»: Mg(HCl3)2 – бикарбонат или гидрокарбонат магния.

При условии, что в трехосновной кислоте замещён на металл только один атом водорода, то добавляют приставку «дигидро»: NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Соли – это твёрдые вещества, обладающие самой различной растворимостью в воде.

Химические свойства солей

Химические свойства солей определяются свойствами катионов и анионов, которые входят в их состав.

1. Некоторые соли разлагаются при прокаливании:

CaCO3 = CaO + CO2↑

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием новой соли и новой кислоты. Для осуществление этой реакции необходимо, чтобы кислота была более сильная чем соль, на которую воздействует кислота:

2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4  +  2HCl↑.

3. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание:

Ba(OH)2 + Mg SO4  → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Взаимодействуют друг с другом с образованием новых солей:

NaCl + AgNO3  → AgCl + NaNO3 .

5. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в раду активности до металла, который входит в состав соли:

Fe + CuSO4 →  FeSO4 + Cu↓.

7. Современное определение физической химии – это наука, объясняющая химические явления и устанавливающая их общие закономерности на основе принципов физики и с использованием физических экспериментальных методов.

Важнейшая проблема современной физической химии – установление связи между строением вещества и его реакционной способностью. Первый учебник по физической химии был издан Нернстом в 1893 году, он назывался “Теоретическая химия на основе правила Авогадро и термодинамики”.

При изучении физико-химических явлений применяют следующие методы:

Квантово-механический метод, использующий понятие дискретности энергии, а также другие ее свойства, относящиеся к элементарным частицам;