Лабораторная работа №2 Классы неорганических веществ Краткие теоретические сведения

Основные классы неорганических соединений приведены на Рисунке 2. Химические вещества принято делить на простые и сложные. Простые вещества это металлы, неметаллы и амфотерные элементы.

Металлы это элементы с большим радиусом и низкой электроотрицательностью, поэтому для них характерны восстановительные свойства. Они расположены в левом нижнем углу таблицы Д.И. Менделеева.

Неметаллы это элементы с преимущественно маленьким радиусом и высокой электроотрицательностью, поэтому для них характерны окислительные свойства. Они расположены в правом верхнем углу таблицы Д.И. Менделеева.

Свойства амфотерных элементов промежуточные между свойствами металлов и неметаллов.

Многочисленную группу сложных веществ обычно делят на четыре основных класса: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды - вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

В названии оксидов валентность элемента указывается в названии. Например, СО – оксид углерода (II), СО₂ – оксид углерода (IV), SО₃ –оксид серы (VI), Р₂О₅ –оксид фосфора (V).

Различают оксиды – основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды – оксиды типичных металлов - МgО, Nа₂О, СаО, ВаО, др. Для них характерны следующие свойства:

1. Взаимодействие с водой (только активные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Ba):

СаО + Н₂О=Са(ОН)₂

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

ВаО + SiО₂ = ВаSiО₃

3. Взаимодействие с кислотами:

FеО+ Н₂SО₄ = FеSО₄ + Н₂О

Кислотные оксиды – оксиды неметаллов или переходных металлов в высших степенях окисления. Наиболее важные кислотные оксиды и соответствующие им кислоты и соли приведены в Таблице 3.

Таблица 3

Наиболее важные кислотные оксиды и соответствующие им кислоты и соли

Название	Формула	Оксид	Анион	Соли
Угольная	H2CO3	CO2	CO3^2–	Карбонаты
Азотистая	HNO2	N2O3	NO2^–	Нитриты
Азотная	HNO3	N2O5	NO3^–	Нитраты
Фосфорная	H3PO4	P2O5	РO4^3–	Фосфаты
Сернистая	H2SO3	SO2	SO3^2–	Сульфиты
Серная	H2SO4	SO3	SO4^2–	Сульфаты
Серово- дородная	Н2S	–	S^2–	Сульфиды
Кремниевая	H2SiO3	SiO2	SiO3^2–	Силикаты
Соляная	HCl	–	Cl^—	Хлориды
Фтороводородная	HF	–	F^—	Фториды
Бромоводородная	HBr	–	Br^—	Бромиды
Иодоводородная	HI	–	I^—	Иодиды

Для кислотных оксидов характерны реакции:

1. С водой (кроме SiO₂),

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

SiO₂+H₂O= реакция не идет!

2. С основными оксидами

CO₂+CaO=CaCO₃

3. С основаниями:

СО₂ + Са(ОН)₂ = СаСО₃ + Н₂О

Амфотерные оксиды – оксиды, которые обладают как кислотными, так и основными свойствами, т.е. могут взаимодействовать и с кислотами, и с сильными основаниями (щелочами). К таким оксидам относятся, например,Аl₂O₃, Fe₂O₃, ZnO, PbO₂ , Cr₂О₃ и др.

ZnO + 2НСI = ZnCI₂ + H₂O

ZnO + 2NаОН = Nа₂ ZnО₂ + Н₂О

Основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются ионы металлов (или ионы аммония NН₄⁺) и гидроксид – ионы ОН^-

KOH=K⁺+OH^–

Cu(OH)₂=CuOH⁺+OH^–

CuOH⁺=Cu²⁺+OH^–

Al(OH)₃=Al(OH)₂⁺+OH^–

Al(OH)₂⁺=AlOH²⁺+OH^–

AlOH²⁺=Al³⁺+OH^–

Обычно снования называют гидроксидами соответствующих металлов. Растворимые в воде основания, гидроксиды металлов главной подгруппы первой группы, (NаОН, КОН, др.), а также гидроксид бария называют щелочами. Амфотерные основания, подобно амфотерным оксидам, могут проявлять свойства слабых кислот и взаимодействовать с щелочами.

Строительная известь Са(ОН)₂ является типичным мало растворимым основанием и называется гидроксидом кальция. При добавлении небольшого количества воды и взаимодействии с диоксидом углерода СО₂ на воздухе она постепенно затвердевает и превращается в твердое, прочное состояние - карбонат кальция: Са(ОН)₂ + СО₂= СаСО₃+Н₂О

Лакмусовый индикатор в растворах оснований приобретает синее окрашивание.

Основания взаимодействуют с:

1. Кислотными и амфотерными оксидами

Ca(OH)₂+SO₃=CaSO₄+ H₂O

2KOH+ZnO=K₂ZnO₂+H₂O

2. Кислотами (реакция нейтрализации)

H₂SO₄+2KOH=K₂SO₄+2H₂O

Кислоты – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы водорода Н⁺ и анионы кислотного остатка:

HNO₃=H⁺+NO₃^–

H₂SO₄=H⁺+HSO₄^–

HSO₄^– =H⁺+SO₄^2–

H₃PO₄=H⁺+H₂PO₄^–

H₂PO₄^– =H⁺+HPO₄^–2

HPO₄^–2=H⁺+PO₄^–3

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные, например, НNО₃, НСI, двухосновные Н₂SО₄, Н₂СО₃ и трехосновные Н₃РО₄, Н₃АsО₄. По степени диссоциации кислоты делят на сильные (серная, азотная, соляная, бромоводородная, иодоводородная и некоторые другие) и на слабые (сероводородная, сернистая, угольная, уксусная и много других). Способы классификации оснований показаны на рисунке 3. Лакмусовый индикатор в кислотной среде приобретает красное окрашивание.

Рис. 3. Классификация кислот

Для кислот характерны следующие взаимодействия:

1.С основными и амфотерными оксидами:

CaO+2HCl=CaCl₂+ H₂O

ZnO+2HNO₃=Zn(NO₃)₂+H₂O

2. С основаниями (реакция нейтрализации):

H₂SO₃+2KOH=K₂SO₃+2H₂O

3. С металлами:

H₂SO₄+Fe=FeSO₄+H₂

Соли – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. Обычно соли делят на три основные типа: средние (нормальные), основные (гидроксосоли), кислые (гидросоли).

Средние соли при диссоциации дают только катионы металла (или NН₄⁺) и анионы кислотного остатка, являются продуктом полного замещения атомов водорода в кислотах или групп ОН^- в основаниях: МgSО₄ , К₃РО₄, СuСI₂, др.

Кислые соли - продукты неполного замещения атомов водорода в многоосновных кислотах на атомы металла, поэтому в их состав входят ионы водорода (Н⁺): КНСО₃, Са(НСО₃)₂, Nа₂ НРО₄, NаН₂РО₄, др.

Основные соли- продукты неполного замещения гидроксидных групп (ОН^-) соответствующего основания на кислотные остатки, поэтому в их состав входят гидроксид-ионы (ОН^-):

СаОНСI, АI(ОН)СI₂, АI(ОН)₂СI, Вi(ОН)₂NО₃, др.

Соли наиболее реакционноактивный класс химических веществ. Для них характерны реакции:

1. Термического разложения

СаСО₃ == СаО + СО₂;

2. Гидролиз (ионообменное взаимодействие с водой)

K ₂S + Н₂О = КНS + КОН;

3. Обменные реакции с кислотами, с основаниями, с другими солями.