Osnovnye_klassy_neorganicheskikh_soedineny
.pdfПо силе диссоциации основания делятся на сильные и слабые; к сильным основаниям относятся все щелочи, в водных растворах они полностью диссоциируют на ионы:
NaOH Na+ + OH–;
Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH–.
Все нерастворимые в воде основания (а также NH4OH) являются слабыми основаниями, они диссоциируют обратимо:
NH4OH NH + OH–.
Для слабых многокислотных оснований характерна обратимаяиступенчатаядиссоциация;например,диссоциацияCu(OH)2:
1-я ступень: Cu(OH)2 CuOH+ + OH–; 2-я ступень: CuOH+ Cu2+ +OH–.
Степень диссоциации по второй ступени значительно меньше, чем по первой.
Названия оснований согласно международной номенклатуре составляются из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже. Например: NaOH –гидроксид натрия; Ba(OH)2 — гидроксид бария; Ca(OH)2 — гидроксид кальция. Если металл имеетпеременную валентность, он можетобразовывать несколько оснований. В названии каждого из них указывается римскими цифрами в скобках валентность металла. Например: Fe(OH)2 — гидроксид железа (II); Fe(OH)3 — гидроксид железа (III).
Согласно русской номенклатуре названия оснований образуют с помощью слова гидрат или приставки гидро-, добавляя название соответствующего окисла. Например: Fe(OH)2 — гидрат закиси железа; Fe(OH)3 — гидратокиси железа; Са(ОН)2 — гидроокись кальция.
Для некоторых оснований иногда применяют традиционные русскиеназвания. Например,гидроксиднатрияNaOHназывают едкий натр; гидроксид калия КОН — едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)2 — гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)2 — едкий барит.
2.2. Химические свойства и способы получения оснований
Основания диссоциируют в водных растворах с образованием гидроксид-ионовОН–,которыеобуславливаютихобщиехими-
ческие свойства.
11
1. Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов
(табл. 2.1).
|
|
|
Таблица 2.1 |
|
|
Важнейшие индикаторы |
|
||
|
|
|
|
|
Название индикатора |
Цвет индикатора в различных средах |
|||
в кислой |
в нейтральной |
в щелочной |
||
|
||||
Метиловый оранжевый |
Красный |
Оранжевый |
Желтый |
|
|
(рН < 3,1) |
(3,1 < рН < 4,4) |
(рН > 4,4) |
|
Метиловый красный |
Красный |
Оранжевый |
Желтый |
|
|
(рН < 4,2) |
(4,2 < рН < 6,3) |
(рН > 6,3) |
|
Фенолфталеин |
Бесцветный |
Бледно-малиновый |
Малиновый |
|
|
(рН < 8,0) |
(8,0 < рН < 9,8) |
(рН > 9,8) |
|
Лакмус |
Красный |
Фиолетовый |
Синий |
|
|
(рН < 5,0) |
(5,0 < рН < 8,0) |
(рН > 8,0) |
2. Общим свойством растворимых и нерастворимых оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соответствующей соли и воды — реакция нейтрализации:
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O;
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.
3.Растворимые в воде основания — щелочи взаимодействуют
скислотными (а) и амфотерными (б) оксидами:
а) 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O,
6KOH + P2O5 = 2K3PO4 + 3H2O; б) 2NaOH + Al2O3 + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
(или упрощенно: 2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O);
2KOH + ZnO +H2O = K2[Zn(OH)4]
(или упрощенно: ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O).
4.Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей при условии, что одним из продуктов реакции будет являться либо нерастворимое основание, либо нерастворимая соль:
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + K2SO4; Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4 .
5.Растворы щелочей взаимодействуют с кислыми солями с образованием нормальных солей и воды:
NaOH + NaHCO3 = Na2CO3 + H2O.
6.Растворы щелочей растворяют металлы, оксиды и гидроксиды которых проявляют амфотерные свойства. Металлы,
12
образующие амфотерные соединения (Al, Zn, Be и др.), являются активными металлами, но с водой не реагируют, так как при обычных условиях на их поверхности образуется тонкая пленка оксида данного металла, предохраняющая его от взаимодействия, однако в растворе щелочи эта пленка растворяется:
Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4].
Металл, освобожденный от защитной пленки, взаимодействует с водой, содержащейся в щелочном растворе:
Zn + H2O = Zn(OH)2 + H2 .
Образующийсяприэтомамфотерныйгидроксидрастворяется в щелочи:
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]. Cуммарное уравнение протекающих процессов:
Zn + 2NaOH +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
(или упрощенно: Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2 ).
Аналогично для алюминия:
2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2
(или упрощенно: 2Al + 2KOH + 2H2O = 2KAlO2 + 3H2 ).
7. В растворах щелочей некоторые неметаллы диспропорционируют, т.е. проявляют и окислительные, и восстановительные свойства:
0 |
1 |
1 |
Сl2 2NaOH Na Сl Na СlO H2O.
8. Нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации:
T
Cu(OH)2 =CuO + H2O;
T
2Al(OH)3 =Al2O3 +3H2O.
Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре:
2AgOH = Ag2O + H2O;
2CuOH = Cu2O + H2O.
9. Гидроксиды, в которых d-металлы имеют низкие степени окисления, способны окисляться кислородом воздуха:
2 |
3 |
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3;
2 |
4 |
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4.
13
Основныхспособов получения оснований несколько.
1. Растворимые в воде основания, т.е. щелочи, получают при взаимодействии щелочных или щелочноземельных металлов (а) или их оксидов (б) с водой:
а) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ; Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 ; б) Na2O + H2O = 2NaOH; CaO + H2O = Ca(OH)2.
2. Щелочи можно получить электролизом растворов солей, образованныхщелочнымиилищелочноземельнымиметалламии бескислородными кислотами:
электролиз |
|
2KCl +2H2O |
2KOH + H2 + Cl2 |
3.Действием щелочи на растворимую соль можно получить новую соль и новую щелочь:
Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 + 2NaOH.
4.Нерастворимыевводе основания получают, проводяобменные реакции между растворами соответствующих солей и щелочами:
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4; MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl.
3.КИСЛОТЫ
Сточки зрения теории электролитической диссоциации, кислотаминазываютсявещества,диссоциирующие вводныхрастворах с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков.
Сточки зрения протонной теории, к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, т.е. быть донорами протонов.
3.1.Классификация и номенклатура кислот
Общая формула кислот: НхАс, где Ас — кислотный остаток (от англ. acid — кислота); х — число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка и определяющее основность кислоты.
Например:
14
По агрегатному состоянию большинство кислот являются жидкостями (HNO3, H2SO4, HClO4 и др.). Некоторые кислоты представляют собой растворы газов в воде (HCl, H2S, H2CO3, H2SO3 идр.).КислотыH3PO4,H3BO3,HIO4 —твердыевещества.
По растворимости в воде почти все кислоты относятся к хорошо растворимым веществам, которые смешиваются с водой в любых соотношениях (не растворима в воде кремниевая кислота H2SiO3), однако степень диссоциации у разных кислот различна. Различают кислоты сильные, которые практически полностью диссоциируют в водных растворах на ионы, например: HCl H+ + Cl–. Слабые кислоты лишь в незначительной степени обратимо диссоциируют в водных растворах, например: HNO2 H+ + NO2– (табл. 3.1).
|
Таблица 3.1 |
|
Сильные и слабые кислоты |
|
|
Сильные |
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, H2CrO4, HMnO4, H2Cr2O7 |
кислоты |
|
Слабые |
H2S, HCN, HF, H2CO3, HNO2, H2SO3, H3PO4, HClO, HClO2, H2SiO3 |
кислоты |
Все органические: HCOOH, CH3COOH и др. |
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато с последовательным отщеплением первого, второго и т.д. ионов водорода. Например, диссоциация слабой трехосновной ортофосфорной кислоты происходит в три ступени:
H PO |
H+ + (H PO )– |
(1-я ступень), |
|||
3 |
4 |
|
2 |
4 |
(2-я ступень), |
(H PO )– |
H+ + (HPO )2– |
||||
2 |
|
4 |
|
4 |
(3-я ступень). |
(HPO )2– |
H+ + (PO )3– |
||||
|
4 |
|
4 |
|
Степень диссоциации резко уменьшается при переходе от первой ступени к последующим.
Растворы сильных кислот характеризуются высокой концентрацией ионов водорода, т.е. представляют собой сильнокислую среду. Растворы слабых кислот — слабокислотные среды, так как концентрация ионов водорода в них невелика. Важнейшие индикаторы: лакмус, метиловый оранжевый, метиловый красный, — окрашиваются в растворах кислот в красный цвет; интенсивность окраски зависит от силы кислоты (см. табл. 2.1).
Молекулы кислот, которые являются гидратами кислотных оксидов, содержат атомы кислорода и поэтому относятся к типу
15
кислородсодержащих кислот (HNO3, H2SO4, H2CO3 и др.). Они называются также оксокислотами.Кислоты, которые не являются гидратами кислотных оксидов и не содержат в своем составе атомов кислорода, относятся к бескислородным кислотам. Они представляют собой водные растворыгазообразных водородных соединений некоторых неметаллов, например: HCl, H2S и др.
Строго выполняя правила современной номенклатуры ИЮПАК, следовало бы упразднить названия кислот и именовать, например, серную кислоту водород сульфатом. Однако такая ломка сложившихся названий кислот сочтена нецелесообразной и в отечественной практике действуют следующие правила составления названий кислот.
Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к
названию группы атомов, например CN– — циан) суффикс -о- и
окончание -водород: HCl — хлороводород, H2Se — селеноводород, H2S — сероводород, HCN — циановодород. Водные растворы этих кислот называют соответственно — хлороводородная, селеноводородная, сероводородная и циановодородная кислота. Для некоторых бескислородных кислот широко используются тривиальные названия: HF — плавиковая; HCN — синильная; HCl — соляная.
Названия кислотных остатков всех бескислородных кислот имеют одинаковые окончания -ид.
Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с суффиксом -н-, -ов- и редко -ев- и окончанием -ая, если кислотообразующий элемент находится в максимальной степени окисления, соответствующей номеру группы, с добавлением словакислота.Например:
HNO3 — азотная кислота; H2CrO4 — хромовая кислота; H2SO4 — серная кислота; H2MoO4 — молибденовая кислота; H2CO3 — угольная кислота; H2SiO2 — кремниевая кислота. По мере понижения степени окисления кислотообразующего
элемента суффиксы изменяются в следующей последовательности: -н-, -оват-, -ист-, -оватист-. Например, названия кислородсодержащих кислот хлора будут следующие:
16
+7
HClO4 — хлорная кислота;
+5
HClO3 — хлорноватая кислота;
+3
HClO2 — хлористая кислота;
+1
HClO — хлорноватистая кислота.
Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, имеет суффикс -ист-. Например:
+5 |
+3 |
HNO3 — азотная кислота, HNO2 — азотистая кислота;
+6 |
+4 |
H2SO4 — серная кислота, H2SO3 — сернистая кислота. Некоторые элементы, находясь в одной и той же степени окисления, могут образовывать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле; в этом случае к названию кислоты с наименьшим числом атомов кислорода добавляется приставка мета-, а к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода, — приставка орто-.
Например:
+5 |
+5 |
HPO3 — метафосфорная кислота, H3PO4 — ортофосфорная кислота.
Вслучае,когдамолекулакислотысодержитнесколько атомов кислотообразующего элемента,к названию кислоты добавляется соответствующее греческое числительное. Например: H4P2O7 — дифосфорная кислота; H2B4O7 — тетраборная кислота.
Некоторые кислоты содержат в своем составе группировку атомов —О—О—. Такие кислоты рассматриваются как производные пероксида водорода и называются пероксокислотами (устаревшее название — надкислоты). Названия подобных кислот снабжаются приставкойпероксо-и, еслинеобходимо,греческойприставкой,обозначающейчислительное,указывающейчисло атомов кислотообразующего элемента в молекуле кислоты. Например: H2SO5 — пероксосерная кислота; H2S2O8 — пероксодисерная кислота.
17
Названиякислотныхостатковобразуютсяобычноизлатин-
ских названий кислотообразующих элементов с добавлением окончаний -ат(длякислотныхостатков сбольшейвалентностью элемента) или -ит (с меньшей валентностью). При образовании одним элементомболее двух кислородсодержащихкислот названия их кислотных остатков включают префиксы пер- (для кислотных остатков с наибольшей валентностью элемента) и гипо- (с наименьшей валентностью).
Формулы и названия важнейших кислот, а также формулы и названия их кислотных остатков приведены в табл. 3.2.
|
|
|
|
Таблица 3.2 |
|
|
Важнейшие кислоты и их кислотные остатки |
||||
|
|
|
|
|
|
Формула |
|
Формула |
Название кислотного остатка |
||
Название кислоты |
кислот- |
Между- |
|
||
кислоты |
ного |
Русское |
|||
|
народное |
||||
|
|
остатка |
|
||
|
|
|
|
||
HF |
Фтороводородная кислота |
– F |
Фторид |
Фтористый |
|
HCl |
Хлороводородная кислота |
– Сl |
Хлорид |
Хлористый |
|
HBr |
Бромоводородна кислота |
– Br |
Бромид |
Бромистый |
|
HI |
Иодоводородная кислота |
– I |
Иодид |
Иодистый |
|
H2S |
Сероводородная кислота |
= S |
Сульфид |
Сернистый |
|
H2CO3 |
Угольная кислота |
= СО3 |
Карбонат |
Углекислый |
|
H2SiO3 |
Кремниевая кислота |
= SiO3 |
Силикат |
Кремниевокислый |
|
HNO3 |
Азотная кислота |
– NO3 |
Нитрат |
Азотнокислый |
|
HNO2 |
Азотистая кислота |
– NO2 |
Нитрит |
Азотистокислый |
|
H2SO4 |
Серная кислота |
= SO4 |
Сульфат |
Сернокислый |
|
H2SO3 |
Сернистая кислота |
= SO3 |
Cульфит |
Сернистокислый |
|
H3PO4 |
Фосфорная кислота |
PO4 |
Фосфат |
Фосфорнокислый |
|
(ортофосфорная кислота) |
|||||
H3PO3 |
Фосфористая кислота |
PO3 |
Фосфит |
Фосфористокислый |
|
H2CrO4 |
Хромовая кислота |
= СrO4 |
Хромат |
Хромовокислый |
|
H2Cr2O7 |
Дихромовая кислота |
= Сr2O7 |
Дихромат |
Двухромовокислый |
|
HClO4 |
Хлорная кислота |
– ClO4 |
Перхлорат |
Хлорнокислый |
|
HClO3 |
Хлорноватая кислота |
– ClO3 |
Хлорат |
Хлорноватокислый |
|
HClO2 |
Хлористая кислота |
– ClO2 |
Хлорит |
Хлористокислый |
|
HClO |
Хлорноватистая кислота |
– ClO |
Гипохлорит |
Хлорноватисто- |
|
кислый |
|||||
|
|
|
|
||
HMnO4 |
Марганцовая кислота |
– MnO4 |
Перманганат |
Марганцовокислый |
|
H2MnO4 |
Марганцовистая кислота |
= MnO4 |
Манганат |
Марганцовисто- |
|
|
|
|
|
кислый |
При графическом изображении формул кислот необходимо помнить, что в молекулахбескислородных кислотатом водорода
18
непосредственно соединяется с кислотообразующим элементом или группой атомов, образующих кислоту:
H–F, H–Cl, H–Br, H–I, H–S–H, H–C N.
В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода соединяются сатомомкислотообразующего элемента,какправи-
ло, через атомы кислорода: |
|
|
|
|
|
|
|||||
H2SO4 |
|
HClO4 |
|
|
|
H2Cr2O7 |
|||||
серная кислота |
хлорная кислота |
O |
дихромовая кислота |
||||||||
H - O |
O |
O |
O |
||||||||
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|||
S |
|
H - O - Cl = O |
H - O - Cr - O - Cr - O - H |
||||||||
H - O |
O |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
O |
O |
O |
|||||||||
|
|
3.2. Химические свойства и способы получения кислот
Наличие в водных растворах кислот ионов водорода H+ (точнее ионов гидроксония H3O+) обусловливает общие для всех кислот свойства.
1.Кислоты изменяют цвет индикаторов (см. табл. 2.1).
2.Кислоты взаимодействуют с любыми основаниями (растворимыми и нерастворимыми) с образованием средней (а), основной (б) или кислой (в) соли и воды (реакция нейтрализации):
а) HCl + NaOH = NaCl + H2O;
б) 2HCl + Fe(OH)3 = Fe(OH)Cl2 + 2H2O;
в) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.
3. Кислоты вступают в реакцию с основными (а) и амфотерными (б) оксидами с образованием соли и воды:
а) 2HCl + BaO = BaCl2 + H2O,
Na2O + H2SO4 = Na2SO4 + H2O;
б) Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O, ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O.
4.Кислоты взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды:
3HNO3 + Al(OH)3 = Al(NO3)3 + 3H2O, H2SO4 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + 2H2O.
5.Кислоты взаимодействуют с нормальными и основными солями. При взаимодействии кислот с нормальной солью, образованной другой кислотой, образуются новая соль и новая кислота. Реакция происходит только в том случае, если в результате получается нерастворимая соль или если образующаяся кислота более слабая, чем кислота, вступающая в реакцию.
19
Например: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, 2HNO3 + Na2SiO3 = 2NaNO3 + H2SiO3 .
При взаимодействии многоосновной кислоты с нормальной солью, образованной этой же кислотой, образуется только один продукт — кислая соль.
Например: H2S + Na2S = 2NaHS,
H2O + CO2 + CaCO3 = Ca(HCO3)2.
H2CO3
При взаимодействии кислоты с основной солью этой же кислоты образуются нормальная соль и вода.
Например: HCl + СuOHCl = CuCl2 + H2O.
При взаимодействии кислоты с основной солью другой кислоты образуются две нормальные соли и вода.
Например: 2HNO3 + 2CuOHCl = Cu(NO3)2 + CuCl2 + 2H2O. 6. Кислоты взаимодействуют с металлами, в результате чего образуется соль и выделяется водород. Чтобы определить, вступает ли данный металл в реакцию с кислотой, нужно знать активностьметалла.Вступающийвреакциюметаллдолжен быть активнее водорода. Активность металла определяется его положением в электрохимическом ряду напряжений металлов: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Все металлы, стоящие после водорода, имеют малую
активность и ионы водорода из кислот не восстанавливают.
Например: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 , 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 , Ag + HCl
Cu + HCl
Все сказанное выше не относится к кислотам, в которых анионы обладают более сильными окислительными свойствами, чем ионы водорода. К таким кислотам относятся концентрированная серная кислота H2SO4, концентрированная и разбавленная азотная кислота HNO3. При взаимодействии их с металлами водород не выделяется.
Способов получения кислот несколько.
1. Бескислородные кислоты можно получить синтезом из соответствующих простых веществ-неметаллов и водорода и последующим растворением образующихся газообразных водо-
20