Главная

Популярная публикация

Научная публикация

Случайная публикация

Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Амфотерные оксиды и гидроксиды




Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. проявляют свойства как оснований, так и кислот.

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al2O3, оксид хрома (III) Cr2O3, оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe2O3 и ряд других. Амфотерные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +3 и +4.

Амфотерные оксиды в зависимости от второго реагента проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов.

 

Проявляя свойства основные свойства, они взаимодействуют:

 

1) с кислотами, образуя соль и воду:

 

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

 

2) с кислотными оксидами, образуя соль:

 

ZnO + CO2 = ZnCO3

 

Проявляя свойства кислотных оксидов, они взаимодействуют:

 

1) с основаниями (щелочами), образуя соль и воду:

 

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

(H2ZnO2) цинкат натрия

 

2) с основными оксидами, образуя соль:

t

ZnO + CaO = CaZnO2

 

Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B2O3).

 

Таблица 1.2.2. Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов

Амфотерный оксид Анионы, образующиеся в растворе щелочи
Формула   Название
ZnO [Zn(OH)4]2- тетрагидроксоцинкат-ион
BeO [Be(OH)4]2- тетрагидроксобериллат-ион
CuO [Cu(OH)4]2- тетрагидроксокупрат-ион
PbO [Pb(OH)3]- тригидроксоплюмбат(II)-ион
Cr2O3 [Cr(OH)6]3- гексагидроксохромат(III)-ион
Al2O3 [Al(H2O)2(OH)4]- [Al(OH)6]3- диакватетрагидроксоалюминат-ион, гексагидроксоалюминат-ион

Кислоты

Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка.Общая формула кислот: НхКО, где Нх – атом водорода, а КО – кислотный остаток.

Как правило, кислотные остатки образуют элементы- неметаллы.

Кислоты - это электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода.

 

HCl «H+ + Cl-

Кислоты классифицируются:

1) по основности: одноосновные (HCl, HCN, HNO3); многоосновные: двухосновные, трехосновные и т.д. Основность кислот определяется количеством атомов водорода.

2) по содержанию атомов кислорода в молекулах кислот: Кислородсодержащие: HNO2, HNO3, H2SO3, H2SO4, H2CO3, H2SiO3, H3PO4. Бескислородные: HCl, HF, HI, H2S.

3) по степени диссоциации в водных растворах: сильные (HCl, HBr,HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4) и слабые (HF, H2S, HNO2, H2SO3 и др.).

 

Таблица 1.2.3. Получение кислот

Кислород- содержащие кислоты Кислотный оксид + вода   SO3+H2O=H2SO4 P2O5+3H2O=2H3PO4
Неметалл+сильный окислитель   P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO
Cоль+ менее летучая кислота   NaNO3+H2SO4=HNO3 +NaHSO4
Бескислород-ные кислоты Водород+неметалл   H2+Cl2=2HCl
Cоль+менее летучая кислота   NaCl+H2SO4=2HCl +NaHSO4

 

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н+ (иногда иона гидроксония Н3О+), и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

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

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

 

Zn + H2SO4= ZnSO4+H2

 

К кислотно-основному типу относятся реакции с основными оксидами и основаниями, например:

 

2HCl+CaO=CaCl2+H2O

 

H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O

 

Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

 

2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2+ 8H2O

 

H2S + Br2 = S + 2HBr

 

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться, только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

 

Н2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

 

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S6+, N5+, Cr6+), проявляют свойства сильных окислителей (Н2SO4 является сильным окислителем только при высокой концентрации):

 

Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

 

3P + 5HNO3 +2H2O = 3H3PO4 + 5NO

 

Кислоты могут взаимодействовать с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество:

 

H2SO4+BaCl2=BaSO4 ↓ + 2HCl

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2

 

Слабые кислоты легко разлагаются: Н2SiO3=H2O+SiO2

 

Кислоты можно распознавать с помощью индикаторов.

 

Таблица 1.2.4. Изменение окраски индикаторов в различных средах

Название индикатора Окраска индикатора в нейтральной среде Окраска индикатора в кислой среде  
Лакмус Фиолетовая   Красная
Метиловый оранжевый (метилоранж) Оранжевая Красно-розовая
Фенолфталеин Бесцветная   Бесцветная

Соли

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков. Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены частично, а в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Соли представляют собой ионные соединения, и их названия строятся по названиям катионов и анионов. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс– ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид меди (II) СuS.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание – ат для высших степеней окисления, - ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-): карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fe2(SO4)3, сульфит железа (II) FeSO3, гипохлорит натрия NaClO, хлорит калия KClO2, хлорат калия KClO3, перхлорат калия KClO4, перманганат калия KMnO4, дихромат натрия Na2Cr2O7.

Соли тесно связаны со всеми классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Средние соли образуются при взаимодействии:

1) Оснований с кислотами (реакция нейтрализации):

 

Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O

 

2) Кислот с основными оксидами:

 

Н2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O

 

3) Солей с кислотами:

 

MgCO3 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O + CO2­

 

4) Двух различных солей:

 

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3

 

5) Солей с кислотными оксидами (кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся в ходе реакции):

 

CaSO3 + SiO2 = CaSiO3 + SO2­

 

6) Оснований с кислотными оксидами:

 

6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3H2O

 

7) Оснований с солями:

 

3NaOH + FeCl3 = 3NaCl + Fe(OH)3

 

8) Основных оксидов с кислотными:

 

СаО + SiO2 = CaSiO3

 

9) Металлов с неметаллами:

 

2K + Cl2 = 2KCl

 

10) Металлов с кислотами:

 

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2­

11) Металлов с солями:

 

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu↓

 

12) Амфотерных металлов с расплавами щелочей:

t

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2­

 

13) Неметаллов со щелочами. Галогены (кроме фтора) и сера взаимодействуют со щелочами, образуя две соли – бескислородной и кислородсодержащей кислот:

 

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

 

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

 

14) Неметаллов с солями:

 

Cl2 +2KI = KCl + I2

 

15) При нагревании некоторых солей кислородсодержащих кислот образуются соли с меньшим содержанием кислорода или вообще не содержащие его: t

2KNO3 = 2KNO2 + O2­

 

2KClO3 =2KCl +O2 ­

 

Соли проявляют различные химические свойства. Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:

t

СаСО3 = СаО + СО2­; NH4Cl = NH3 +HCl

 

При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительно-восстановительные реакции, как за счет катиона, так и за счет аниона:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

 

2KNO3 + C = 2KNO2 + CO2­

 

Кислые и средние соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро-, а группа ОН- приставкой гирокси: NaHS- гидросульфид натрия, Mg(OH)Cl- гидроксихлорид магния.

Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действием избытка кислот на средние соли, щелочи, оксиды или соли:

 

NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O

 

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

 

При нагревании многие кислые соли разлагаются:

t

2NaHCO3 =Na2CO3 + CO2­ + H2O

 

Основные соли часто получаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли:

 

AlCl3 + 2NaOH = Al(OH)2Cl + 2NaCl

 

Химические свойства кислых солей в отличие от свойств средних солей обусловлены наличием не только катионов металла, но и катионов водорода. Поэтому они проявляют не только свойства солей, но и кислот.

Катионы водорода обусловливают взаимодействие кислых солей:

1) Со щелочами: NaHCO3+NaOH=Na2SO4+H2O

2) C солями: 2NaHSO4+MgCO3=MgSO4+Na2SO4+H2O+CO2­

3) С металлами:

а) расположенными в электрохимическом ряду напряжений до водорода, но правее по отношению к металлу, образующему соль:

 

2NaHSO4 + Fe = Na2SO4 + FeSO4 + H2­

б) расположенными в электрохимическом ряду напряжений до водорода, но левее по отношению к металлу, образующему соль. В этом случае в реакцию вступает как катион металла, так и катион водорода:

Fe(HSO4)2 + 2Mg = 2 MgSO4 + Fe + H2­

 

Образование кислых и средних солей имеет большое значение при объяснении процессов гидролиза.

 

 






Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2024 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных