- •Введение Общие рекомендации для подготовки к лабораторным занятиям
- •Лабораторная работа №_____ Тема:________________________________________________
- •Классификация неорганических веществ по составу
- •Неметалл
- •Классификация бинарных соединений
- •Классификация оксидов по составу
- •1.2.2. Трехэлементные соединения с кислородом и водородом (гидроксисоединения)
- •Классификация гидроксисоединений и их производных – солей
- •Список традиционных названий оксокислот и солей Таблица 4
- •2.Классификация веществ по типу химической связи и физическим свойствам
- •Классификация кристаллов по типу химической связи
- •Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •5. Классификация неорганических веществ по кислотно-основным свойствам
- •5.1. По кислотно-основным свойствам неорганические соединения подразделяют:
- •Основание
- •Кислота
- •Амфотерное соединение
- •Кислота Основание Основание Кислота
- •5.2. Взаимодействие оксидов и гидроксисоединений с водой
- •5.3. Реакция нейтрализации
- •Например:
- •5.3.4. Закономерности изменения кислотно-основных свойств оксидов
- •Сравнительная характеристика свойств оксидов металлов и неметаллов
- •Генетическая связь между классами неорганических соединений
- •5.4. Гидролиз солей
- •Факторы, влияющие на гидролиз соли
- •6.Основные способы получения оксидов и гидроксидов
- •6.1. Способы получения оксидов
- •6.2. Способы получения гидроксидов
- •7. Лабораторные работы по теме:
- •7.1. Лабораторная работа № 1.
- •Задание 1.4.23 Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакции
- •7.2. Лабораторная работа № 2.
- •7.3. Лабораторная работа № 3
- •7.4. Лабораторная работа № 4
- •8. Окислительно-восстановительные процессы
- •Основные понятия
- •Направление протекания окислительно-восстановительных реакций
- •8.3. Химические свойства металлов
- •8.3.1. Ряд стандартных окислительно-восстановительных потенциалов металлов
- •8.3.2. Взаимодействие металлов с водой
- •8.3.3. Взаимодействие металлов с водными растворами щелочей
- •8.3.4. Взаимодействие металлов с растворами кислот, окисляющими
- •8.3.5. Взаимодействие металлов с концентрированной серной кислотой
- •8.3.6. Взаимодействие металлов с азотной кислотой
- •8.4. Лабораторная работа № 5
- •Электрохимические процессы
- •9.1. Основные понятия
- •Сравнение процессов в гальванических элементах и электролиза
- •9.2. Гальванический элемент
- •Электрохимическая коррозия
- •I процесс (коррозия с водородной деполяризацией)
- •II процесс (коррозия с кислородной деполяризацией)
- •9.4. Электролиз
- •Электролиз растворов солей
- •Электролиз водного раствора сульфата меди (II) с инертным анодом
- •Ряд разряжаемости катионов на катоде
- •Ряд разряжаемости анионов на аноде
- •9.5. Лабораторная работа № 6
- •Приложение
- •Константы диссоциации некоторых кислот
- •Произведение растворимости некоторых малорастворимых электролитов при 25оС
- •Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы
- •Библиографический список
- •Содержание
Например:
1 стадия: Co(OH)2 + HCl CoOHCl + H2O
хлорид
гидроксокобальта (II)
(основная соль)
2 стадия: Co(OH)Cl + HCl CoCl2 + H2O
хлорид
кобальта (II)
(средняя соль)
5.3.2. Свойства кислотных соединений проявляют оксиды и кислоты неметаллов, а также d-металлов в степени окисления (+5, +6, +7) (см. рис. 3).
Характерным свойством является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:
2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O
2HCl + CaO → CaCl2 + H2O
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + H2O
По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, H2SO4, HNO3) и бескислородные (HBr, H2S). По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород HCl, азотистая кислота HNO2), двухосновные (сернистая H2SO3, угольная H2CO3), трехосновные (ортофосфорная H3PO4) и т.д.
Многоосновные кислоты нейтрализуются ступенчато с образованием первоначально кислых, а затем средних солей:
NaOH NaOH
H2X NaHX Na2X
HCl HCl
многоосновная кислая средняя
кислота соль соль
Например, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей в зависимости от количественного соотношения взятых кислоты и щелочи:
а) NaOH + H3PO4 → NaH2PO4 + H2O;
1 : 1 дигидрофосфат
натрия
б) 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O;
2 : 1 гидрофосфат
натрия
в) 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O.
3 : 1 ортофосфат
натрия
5.3.3. Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют Ве, р-металлы, находящиеся вблизи «диагонали амфотерности» (Al, Ga, Sn, Pb), а также d-металлы в степенях окисления (+3, +4) и Zn (+2) (см. рис. 3).
Незначительно растворяясь, амфотерные гидроксиды диссоциируют как по основному, так и по кислотному типу:
2H2O
2H+ + [Zn(OH)4]2– Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH–
Поэтому амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с более сильными кислотами амфотерные соединения проявляют свойства оснований.
ZnO + SO3 → ZnSO4 + H2O
кислотный
оксид
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
основные кислота
соединения
При взаимодействии с сильными основаниями амфотерные соединения проявляют свойства кислот, образуя соответствующие соли. Состав соли зависит от условий проведения реакции. При сплавлении образуются простые «обезвоженные» соли.
to
2NaOH + Zn(OH)2 → Na2ZnO2 + H2O↑
(тв) (тв)
основание кислотное цинкат натрия
соединение
(H2ZnO2)
2NaOH + ZnO → Na2ZnO2 + H2O↑
(тв) (тв)
В водных растворах щелочей образуются комплексные соли:
2NaOH + Zn(OH)2 → Na2[Zn(OH)4]
(водный тетрагидроксоцинкат
раствор) натрия