Л-1 основные классы неорганических веществ

Классификация реакций в неорганической химии

ОКСИДЫ (окислы)
сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления, равной -2.
Общая формула любого оксида - ЭхОу-2.
Различают солеобразующие (основные: Li2O, CaO, MgO ,FeO; амфотерные: ZnO, Al2O3, SnO2, Cr2O3, Fe2O3; кислотные: B2O3 , SO3 , CO2, P2O5 Mn2O7) и несолеобразующие: N2O, NO, CO оксиды.
Элементы с переменной степенью окисления образуют несколько оксидов (MnO, MnO2, Mn2O7, NO, N2O3, NO2, N2O5). В высшем оксиде, как правило, элемент находится в степени окисления, равной номеру группы.

По современной международной номенклатуре названия оксидов составляют следующим образом: слово «оксид», далее русское название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента (если она переменна).
Например: FeO – оксид железа (II), P2O5 – оксид фосфора (V).

Основные оксиды это те, которым соответствуют гидроксиды – основания. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами с образованием соли и воды. Основные оксиды образуются только металлами в степени окисления +1,+2 (иногда +3), например: BaO, SrO, FeO, MnO, CrO, Li2O, Bi2O3, Ag2O.

Получение основных оксидов:
1) Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:
2Mg+O2=2MgO;
2Cu+O2=2CuO.
Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na2O, K2O крайне труднодоступны.

2) Обжиг сульфидов:
2СuS+3O2=2CuO+2SO2;
4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2.
3) Разложение гидроксидов:
Cu(OH)2=CuO+H2O.
Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.
4) Разложение солей некоторых кислородсодержащих кислот:
t
BaCO3=BaO+CO2,
t
2Pb(NO3)2=2PbO+4NO2+O2

Свойства основных оксидов
Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера; в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с ионами O2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.
Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава, и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

1) Отношение к воде.
Процесс присоединения воды называется гидратацией, а образующееся вещество – гидроксидом. Из основных оксидов с водой взаимодействуют только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra).
Li2O+H2O=2LiOH;
BaO+H2O=Ba(OH)2.
Большинство же основных оксидов в воде не растворяются и не взаимодействуют с ней. Соответствующие их гидроксиды получают косвенным путем – действием щелочей на соли

2) Отношение к кислотам.
CaO+H2SO4=CaSO4+H2O;
FeO+2HCl=FeCl2+H2O.
3) Отношение к кислотным и амфотерным оксидам.
Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов при сплавлении взаимодействуют с твердыми кислотными и амфотерными оксидами, а также с газообразными кислотными оксидами при обычных условиях.
CaO+CO2=CaCO3;
3BaO+P2O5=Ba3(PO4)2;
сплавление
Li2O+Al2O3=2LiAlO2.
сплавление
Основные оксиды менее активных металлов взаимодействуют только с твердыми кислотными оксидами при сплавлении.

Кислотные оксиды - оксиды, которые при взаимодействии с основаниями образуют соль и воду. Кислотным оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов в различных степенях окисления, либо оксиды металлов в высокой степени окисления (+4 и выше).
Примеры: SO2, SO3, Cl2O7, Mn2O7, CrO3.
Химическая связь в кислотных оксидах – ковалентная полярная. При обычных условиях кислотные оксиды неметаллов могут быть газообразными (CO2, SO2), жидкими (N2O3, Cl2O7), твердыми (P2O5, SiO2).

Получение кислотных оксидов
1) Окисление неметаллов:
S+O2=SO2 ↑
2) Окисление сульфидов:
2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2 ↑
3) Вытеснение непрочных слабых кислот из их солей:
CaCO3+2HCl=CaCl2+CO2 ↑+H2O.

Свойства кислотных оксидов
1) Отношение к воде.
Большинство кислотных оксидов растворяются в воде, вступая с ней в химическое взаимодействие и образуя кислоты:
SO3+H2O=H2SO4,
CO2+H2O=H2CO3.

2) Отношение к основаниям.
Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями – щелочами, образуя соль и воду.
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O;
P2O5+6NaOH=2Na3PO4+3H2O
сплавление

3) Отношение к основным и амфотерным оксидам.
Твердые кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при сплавлении. Жидкие и газообразные оксиды взаимодействуют с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов при обычных условиях.
P2O5+3CuO=Cu3(PO4)2;
сплавление
3SiO2+Al2O3=Al2(SiO3)3
сплавление

Амфотерные оксиды взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, проявляя свойства кислотных и основных оксидов. Им соответствуют амфотерные гидроксиды. Все они твердые вещества, нерастворимые в воде. Примеры амфотерных оксидов: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Sb2O3, MnO2.

Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды реагируют с кислотами как основные:
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O,
а со щелочами – как кислотные. Состав продуктов реакции зависит от условий. При сплавлении:
ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O;
Цинкат натрия
В растворе щелочи образуется растворимая комплексная соль, содержащая гидроксокомплексный ион:
ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]
Тетрагидроксоцинкат натрия

Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, которым не соответствуют гидроксиды и соли. Примеры: CO, N2O, NO, SiO.
Оксиды широко распространены в природе. Так вода – самый распространенный оксид покрывает 71% поверхности планеты. Оксид кремния (IV) в виде 400 разновидностей кварца составляет 12% от массы земной коры. Оксид углерода (IV) (углекислый газ) содержится в атмосфере - 0,03% по объему, а также в природных водах. Важнейшие руды: гематит, магнетит, бурый железняк состоят из различных оксидов железа. Бокситы содержат оксид алюминия, и т.д.

ОСНОВАНИЯ – сложные вещества, в которых на атом металла приходится одна или несколько гидроксогрупп ОН-. Степень окисления атомов металла обычно +1, +2 (реже +3). Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х – число гидроксогрупп – кислотность основания. (МеОН – однокислотное, Ме(ОН)2 – двухкислотное , Ме(ОН)3 – трехкислотное основание).
Названия основаниям дают следующим образом: «гидроксид», затем русское название металла в родительном падеже, а в скобках римскими цифрами – степень окисления, если она переменная. Например: KOH –гидроксид калия, Ni(OH)2 – гидроксид никеля(II).
При обычных условиях основания – твердые вещества, кроме гидроксида аммония – водного раствора аммиака NH4OH (NH4+ - ион аммония, входящий в состав солей аммония).

Классификация оснований. В зависимости от отношения к воде основания делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. К растворимым основаниям - щелочам относятся только гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2) а также водный раствор аммиака. Все остальные основания практически нерастворимы в воде.
С точки зрения теории электролитической диссоциации основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионов:
Ме(ОН)х ⇔ Мех+ + хОН-.
Наличие в растворе ионов гидроксида определяют с помощью индикаторов: лакмуса (синий), фенолфталеина (малиновый), метилоранжа (желтый). Нерастворимые основания не меняют окраски индикаторов.

Получение и свойства оснований
а) получение оснований.
1) Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO4 + 2 КОН = Сu(ОН)2↓ + K2SO4 ,
К2СО3 + Ва(ОН)2 = 2КОН + ВаСО3↓.
При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.
2) Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Li + 2Н2О = 2LiOH + H2 ,
SrO + H2O = Sr(OH)2 .

3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
эл. ток
2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2
б) химические свойства оснований.
1) Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами - реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O,
Cu(OH)2 + H2SO4 = СuSО4 + 2 H2O .
2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.

3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.
FeCl3 + 3 KOH = Fe(OH )3 ↓ + 3KCl
4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:
t
2 Fе(ОН)3 = Fе2О3 + 3Н2О,
t
Са(ОН)2 = СаО + Н2О .

КИСЛОТЫ – сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой НхА, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.
Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl - соляная,
HNO3 - азотная, HСlO - хлорноватистая, CH3COOH - уксусная); два атома водорода - двухосновные кислоты: H2SO4 – серная, H2S - сероводородная; три атома водорода - трехосновные:
H3PO4 – ортофосфорная, H3AsO4 – ортомышьяковая.

В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H2S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H3PO4, H2SO3, H2CrO4). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н – О – Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о- и слова «водородная» (H2S – сероводородная).
Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н-, -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H2SO4 – серная, H2CrO4 - хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H2SO3 – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватистая, HClO2 – хлористая, HClO3 – хлорноватая, HClO4 – хлорная).

С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода:
НхА хН+ + Ах-
Наличием Н+ - ионов обусловлено изменение окраски индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).

Получение и свойства кислот
а) получение кислот.
1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:
H2 + Cl2 = 2HCl
H2 + S = H2S
2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
ВаВr2 + H2SO4 = ВаSО4 ↓+ 2 HBr ,
CuSO4 + H2S = H2SO4 + CuS ↓,
FeS+ H2SO4 (paзб.) = H2S ↑+ FeSO4 ,
NaCl (тв.)+ Н2SO4 (конц.) = HCl ↑+ NaHSO4 ,
AgNO3 + HCl = AgCl ↓+ HNO3 ,
4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
3Р + 5НNО3 + 2Н2О = 3Н3РO4 + 5NO ↑

б) химические свойства кислот.
1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H2SiO3, H3BO3) могут реагировать только с растворимыми щелочами.
H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O
2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.
3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.
Ni2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3
Na2CO3+H2SO4=Na2SO4+H2O+CO2 ↑

4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода (кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H2SO4(разбавл), H3PO4) или анион кислотного остатка (кислоты-окислители: H2SO4(конц) , HNO3­(конц и разб)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:
Zn+H2SO4(разб)=ZnSO4+H2 ↑
Zn+2HCl=ZnCl2+H2 ↑
Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:
Сu + 2Н2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 ↑+ 2 Н2O,
Рb + 4НNО3(конц) = Pb(NO3)2 +2NO2 ↑+ 2Н2O

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ проявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O,
а с основаниями – как кислоты:
Cr(OH)3+ NaOH = Na[Cr(OH)4] ( реакция протекает в растворе щелочи);
Сr(OH)3+NaOH =NaCrO2+2H2O (реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).
С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.
Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:
t
Be(OH)2 = BeO+H2O.

СОЛИ – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO4, MgCl2) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO3, KH2PO4) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO4) – при избытке основания.
Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr2(SO4)3 – сульфат хрома (III), AlCl3 – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO3)2 – гидрокарбонат кальция, NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо- : (AlOH)Cl2 – гидроксохлорид алюминия, [Cr(OH)2]2SO4 - дигидроксосульфат хрома(III).

Получение и свойства солей
а) химические свойства солей.
1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:
Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu
Щелочные и щелочноземельные металлы не используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:
2Na+2H2O=H2 ↑+2NaOH.

2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.
3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:
BaCl2+Na2SO4=BaSO4 ↓+2NaCl.
4) Гидролиз солей - обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «электролитическая диссоциация».

б) способы получения солей.
В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:
1) Взаимодействие металлов с неметаллами:
Cu+Cl2=CuCl2,
Fe+S=FeS.
2) Взаимодействие металлов с растворами солей:
Fe+CuCl2=FeCl2+Cu.
3) Взаимодействие металлов с кислотами:
Fe+2HCl=FeCl2+H2 ↑.
4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:
3HCl+Al(OH)3=AlCl3+3H2O.