Главная | Случайная
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:






Оксиды, соли, основания, кислоты и щелочи




Оксиды – соединения химических элементов с кислородом. По отношению к кислотам и щелочам все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующие образуют соли при взаимодействии с кислотами и щелочами.

Несолеобразующие не образуют солей, безразличны к кислотам и щелочам (N2O, NO, CO).

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, которым соответствуют основания. Это оксиды, из которых прямо (взаимодействие с водой) или косвенно можно получить основания, например, Na2O и CuO; NaOH и Cu (OН)2:

 

Na2O + Н2О = 2 NaOH;

CuO + Н2О ¹ ,

 

поэтому CuO + 2 НСl = CuСl2 + Н2О;

CuСl2 + 2 NaOH = Cu(OН)2 + 2 NaСl.

 

Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2О.

Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислоты. Это оксиды, из которых практически всегда прямо (взаимодействие с водой) можно получить кислоты, например, Р2О5 и SO3 – H3PO4 и Н2SO4. Некоторые кислотные оксиды не взаимодействуют с водой, например, оксид кремния SiO2:

 

SiO2 + 2 NaOH = 2 Na2SiO3 + Н2О ;

Na2SiO3 + 2НСl = H2SiO3 + 2 NaСl.

 

Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основаниями:

 

СО2 + Са (ОН)2 = СаСО3 + Н2О.

 

Амфотерными называются оксиды, которым соответствуют основание и кислота. К амфотерным оксидам относятся ZnO, Al2O3, BeO, Fe2O3, Cr2O3 , MnO2, SnO, SnO2 PbO, PbO2 и др.Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют, поэтому получить основание или кислоту можно только косвенным путем.

 

Амфотерные и основные оксиды образуют только металлы, кислотные – неметаллы и некоторые металлы в высшей степени окисления (Мn2О7, МnО3, СrО3).

 

Оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочно-земельных) характеризуются основными свойствами. По мере уменьшения активности металлов характер оксидов изменяется от типично основных через амфотерные к кислотным, т. е. с увеличением радиуса иона и уменьшением его заряда основные свойства растут, кислотные уменьшаются и наоборот.

Переходные металлы, обладающие переменной степенью окисления, образуют все три вида окислов. Оксиды, в которых металл находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей – кислотный, в промежуточной – амфотерный, например:

 

Сr2+ O – закись (основной оксид);

Сr23+ O3 – окись (амфотерный оксид);

Сr6+ O3 – ангидрид (кислотный оксид).

 

Связи в основных оксидах (Na2О, CaO и др.) – ионные или ковалентные сильнополярные, что обусловливает прочность их кристаллических решеток, твердость, тугоплавкость.

Высшие оксиды малоактивных металлов (СrO3, Мn2O7 и др.), обладающие кислотными свойствами, характеризуются наличием ковалентных связей в молекулах, что обеспечивает непрочность их кристаллических решеток.

Амфотерные оксиды занимают промежуточное положение.

Водные растворы основных оксидов дают гидроксиды – типичные основания:

 

Na2O + H2O = 2NaOH.

 

Водные растворы высших оксидов образуют гидроксиды, являющиеся кислотами:

 

СrO3 + H2O = H2СrO4 .

 

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп ( − ОН). Основания – это продукты присоединения воды к основным и амфотерным оксидам, их называют «гидроксидами». Но с водой могут взаимодействовать только оксиды, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами. Основания основных металлов получают косвенным путем.

Растворимые в воде основания (за исключением NH4OH) называют щелочами:

 

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH;

Ca(OH)2, Sr(OH)2, Вa(OH)2, Ra(OH)2.

 

Основания, которым соответствуют амфотерные оксиды, называются амфотерными или амфолитами.

Амфотерные гидроксиды не получаются непосредственным взаимодействием их оксидов с водой вследствие их плохой растворимости. Их получают при взаимодействии солей амфотерного металла со щелочью:

 

СrCl + 3 NaOH = 3 NaCl + Сr(OH)3.

 

На практике характер оксида и гидроксида определяется с помощью индикатора (если они растворимы в воде) или отношением их к кислотам и щелочам. Основные оксиды и гидроксиды растворяются в кислотах:

 

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;

Ca(OH)2 +2HCl = CaCl2 + H2O.

 

Кислотные оксиды и гидроксиды растворяются в щелочах:

 

CrO3 + 2 NaOH = Na2CrO4 + 2 H2O;

H2CrO4 + 2 NaOH = Na2CrO4 + 2 H2O.

 

Амфотерные оксиды и гидроксиды растворяются в кислотах и щелочах:

 

Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + 3Н2О;

 

Аl2О3 + 2NaOH + 3Н2О = 2Na[Аl(OH)4];

 

Аl(OH)3 + 3НСl = АlСl3 + 3Н2О;

 

Аl(OH)3 + NaOH = 2Na[Аl(OH)4].

 

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка. Кислоты подразделяются на классы по различным признакам:

 

по составу:

кислородсодержащие – HNO3, H2SO4 , H2CO3;

бескислородные – HBr, HS, HCN;

 

по числу атомов водорода, способных замещаться на атомы металла:

одноосновные – HNO3, H2S, и т. д.;

многоосновные – H2SO4, Н3РО4, Н4Р2О7;

 

по степени диссоциации в водных растворах:

сильные – HI, HBr, HNO3, H2SO4, НСl;

средние – Н3РО4, H2SO3, НСО2, СН3СООН;

слабые – Н2СО3, H2S, Н2SiO3.

 

 

Соли –сложные вещества, образованные катионами металла

Меn+ и кислотными остатками (анионами Аm-).

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов

водорода в кислотах на атомы металла или гидроксильных групп в основаниях на кислотные остатки. Если замещение полное, то

образуется нормальная (средняя) соль:

 

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4+2Н2О;

 

Мg(ОН)2 + 2НСl = МgСl2 + 2Н2О.

 

Если замещение частичное, то образуется либо кислая соль:

 

H2SO4 + NaOH = Na2НSO4 + Н2О,

 

либо основная соль:

 

Мg(ОН)2 + 2НСl = МgОНСl + Н2О.

 

Кислые соли могут образовывать только многоосновные кислоты – H2SO4, Н2СО3, и т. д.

Основные соли могут образовывать только многокислотные основания – Сr(OH)3, Cu(OН)2 и т. д.

Сr(ОН)3 – [(Н3СrО3)] – в щелочи получаются хромиты зеленого цвета – соли метахромистой кислоты.

При написании формул химических соединений следует учитывать следующие правила степеней окисления атомов в химических соединениях:

• степень окисления в простых веществах равна нулю (Н20, О20, Р0 и т. д.);

• водород в своих соединениях проявляет степень окисления, равную +1 (Н2+1S-2, N-3H3+1, H2+1O-2); исключение – гидриды металлов, в которых степень окисления будет –1 (Ca+2H2-1, Na+1H-1);

• кислород проявляет степень окисления, равную –2 (Ca+2O-2);

исключение – фторокислород O+2F-1 и пероксиды Н2+1 О2-1, Ва+2О2-1;

• металлы I, II и III групп главных подгрупп (Na, K, Mg, Ca, Al,

за исключением Тl) таблицы Д. И. Менделеева проявляют

постоянную степень окисления, равную номеру группы;

• алгебраическая сумма степеней окисления отдельных атомов, образующих молекулу, с учетом стехиометрических индексов равна нулю.

• атомы одного и того же элемента в различных соединениях могут иметь различные степени окисления:

 

 

K+1Mn+7O4-2, H2+1Mn+6O4-2, Mn+4O4-2.

 

 

Использование основных законов химии позволяет рассчитывать массу или объем в результате реакции:

 

 

2А + 3В = 3С + 2D,

 

если А и В являются твердыми веществами, mA / 2MA = mB / 3MB;

 

если В является газообразным веществом, mA / 2MA = V0 (B) / 3 · 22,4,

 

где V0 – объем газа при нормальных условиях (Т0 = 273 К,

р0 = 101325 Па);

22,4 л – объем 1 моля любого газа при нормальных условиях (н.у.).

 

Для приведения объема газов, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции, к нормальным условиям используют объединенное уравнение газового состояния:

 

 

PV / T = p0V0 / T0,

 

откуда V0 = pVT0 / p0Т,

где р – парциальное давление определяемого газа:

 

р = робщ рi;

 

здесь робщ – общее давление смеси газов;

рi − парциальное давление другого газа смеси при данной температуре.

 

Количество веществ (моль), вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции, вычисляют по формулам:

 

N = m/M; n = V0 /22,4.

Вопросы и задания

1 Как изменяется восстановительная способность атомов металлических элементов по группам периодов в периодической системе элементов с возрастанием заряда ядра атома?

 

2 Какие металлы называются амфотерными? Почему?

 

3 Цинк реагирует с концентрированной и разбавленной азотной кислотой. Составить электронно-ионные уравнения реакций.

 

4 Сколько нужно взять алюминия для получения 15,2 г хрома из его оксида алюмотермическим способом?

 

5 Какое количество NaOH необходимо для полного окисления одного грамм-атома цинка?

 

6 Перечислить основные классы неорганических соединений.

7 Какое свойство оксидов и гидроксидов называется амфотерностью?

8 Написать реакции, характеризующие амфотерность оксида олова (II) и гидроксида алюминия (III).

 

9 Какая связь между основанием и кислотой; металлом и основным оксидом; кислотным оксидом и кислотой; основным оксидом и кислотой; кислотным оксидом и основанием; кислотой и солью; основанием и солью; основным оксидом и кислотным оксидом. Ответ подтвердите уравнениями реакций.

 

10 Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения:

 

РbСl

Рb(ОН)2

2 РbО2

 

11 Как осуществить превращения:

 

 
 


Cu CuO CuSO4 Cu(OH)2 Cu(NO3)2 HNO3 N2O5;

 

CaO Ca(OH)2 CaCl2 HCl

CaCO3 +HNO3

CO2 NaCO3 NaHCO3 HCl ?

 

12 Какие из перечисленных оксидов являются основными, амфотерными или кислотными: CaO, Fe2O3, Al2O3, ZnO, Cl2O7, CO2? Составить уравнения реакций взаимодействия вышеуказанных оксидов с хлороводородной кислотой и гидрооксидом натрия, назвать полученные продукты реакций.

 

13 Хром образует соединения, в которых он проявляет степень окисления + 3 и + 6. Составить формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Написать уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III).

 

14 Какие из перечисленных солей образуют:

 

кислые соли: HF, H2S, H2SO4, H3PO4, HCN;

основные: Ca (OH)2, Al (OH)3, KOH?

 

Привести примеры соответствующих реакций и назвать полученные соединения.

 

Задачи

1 Во взаимодействие вступили 20 г СаО и 20 г СО2.. Каковы масса и состав образовавшейся соли? Ответ подтвердите расчетами.

 

2 Какое количество гидроксида калия потребуется для взаимодействия с 1,02 г окиси алюминия?

 

3 Какой объем СО2 выделится, если прокалить 200 г СаСО3, содержащего 15 % примесей?

 

4 К раствору, содержащему 27 г хлорида меди (I), прибавили

12 г железных опилок. Сколько меди можно получить при этом?

 

Г

 

5 При алюминотермической реакции было получено 20 кг

железа. Вычислить, сколько было взято оксида железа (Ш) и

 

алюминия для этого процесса. 28,57 кг оксида железа

И 9,64 кг алюминия

6 Сколько кальция входит в состав 250 г карбоната кальция, содержащего 12 % примесей?220 г

 

7 Сколько граммов нормальной соли может быть получено при взаимодействии растворов, содержащих 22,4 г едкого калия и 16 г серной кислоты? Какое вещество и в каком количестве останется в

 

избытке? 28,4 г К2SO4,




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2019 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных