Важнейшие классы неорганических соединений

Стр 1 из 5Следующая ⇒

Глава 2

Важнейшие классы неорганических соединений

Разделы теоретического курса для повторения

Простые вещества. Аллотропия. Сложные вещества. Органические и неорганические вещества. Основные классы неорганических соединений. Оксиды, их состав и номенклатура. Солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) оксиды. Оксиды основные, кислотные и амфотерные. Химические свойства оксидов. Способы получения.

Кислоты, их состав и номенклатура. Классификация кислот. Основность кислот. Получение кислот и их характерные свойства.

Основания, их состав и номенклатура. Классификация оснований. Способы получения и свойства оснований. Щелочи. Амфотерные гидроксиды.

Соли, их состав и номенклатура. Классификация солей. Соли средние, кислые, основные и двойные. Способы получения солей. Химические свойства солей.

Генетическая связь между классами неорганических соединений.

Использование веществ, принадлежащих к основным классам неорганических соединений, в нефтяной и газовой промышленности.

Теоретическая часть.

Классификация веществ предусматривает объединение разнообразных и многочисленных соединений (в настоящее время известно около 10 миллионов химических соединений) в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами.

Научные, научно-технические и учебные химические издания все шире используют международную номенклатуру, разработанную Международным союзом теоретической и практической химии (IUPAC). В технической литературе, лабораторной и заводской практике часто применяют бессистемные, тривиальные названия, например, сода, едкий натр, медный купорос, соляная кислота, олеум (см. табл. 13 приложения).

Кроме того, в ряде случаев возникает необходимость дать минералогическое название вещества (см. табл. 13 приложения).

Все вещества, встречающиеся в природе, можно подразделить на индивидуальные химические вещества (чистые вещества), которые состоят из частиц одного вида и смеси веществ, состоящие из разнородных частиц.

Индивидуальные химические вещества подразделяются, в свою очередь, на простые и сложные.

Простых веществ, с учетом аллотропных модификаций элементов, в настоящее время известно около 500. В свою очередь, простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы.

Рис. 2.1. Схема классификации химических веществ

К неметаллам относятся:

символ элемента:

благородные газы: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Ra

галогены: F, Cl, Br, I, At

халькогены, O, S, Se, Te, кроме Po

а также:

азот, фосфор, мышьяк, N, P, As

углерод, кремний, бор, водород C, Si, B, H

Остальные элементы относятся к металлам.

Сложные вещества подразделяются на органические и неорганические.

Органическими считаются соединения, в состав которых входит элемент углерод.

Такие простейшие соединения углерода, как его оксиды, угольная кислота и ее соли и некоторые другие, рассматривают среди неорганических соединений, так как по составу и свойствам они очень близки к ним.

Согласно другому, широко используемому определению, органические соединения – это углеводороды и их разнообразные производные.

Сложные неорганические вещества, в свою очередь, подразделяются на следующие основные классы: оксиды, основания, кислоты и соли.

Основания и кислородсодержащие кислоты можно рассматривать как один класс – гидроксиды.

Ряд сложных неорганических соединений рассматривается как не основные классы неорганических соединений.

Рис. 2.2. Схема классификации неорганических веществ

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород со степенью окисления –2.

Примером оксидов могут служить соединения:

Na₂O, ZnO, P₂O₅, Mn₂O₇.

Большинство элементов периодической системы образуют соединения с кислородом, являющиеся оксидами.

Классификация оксидов.

Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобра-зующие (безразличные).

Солеобразующими называют такие оксиды, которые в результате химических реакций способны образовывать соли.

Несолеобразующие оксиды такой способностью не обладают. Примером несолеобразующих оксидов могут служить следующие вещества: СО, SiO, N₂O, NO.

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Рис. 2.3. Схема классификации оксидов

Основными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов (продуктов присоединения воды) соответствуют основания.

Например:

Na₂O +H₂O = 2NaOH.

Основные оксиды образуются металлами при проявлении ими невысокой валентности (обычно I или II).

Формула основного оксида Соответствующая гидратная форма (основание)

Na₂O NaOH

BaO Ba(OH)₂

CaO Ca(OH)₂

FeO Fe(OH)₂

Оксиды таких металлов, как Li, Na, К, Rb, Сs, Fr, Са, Sr, Ва

непосредственно взаимодействуют с водой с образованием растворимых в воде оснований – щелочей .

Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получают из солей (косвенным путем).

Кислотными оксидами называются такие, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот .

Например, SO₃– кислотный оксид, так как ему в качестве гидрата соответствует серная кислота.

SO₃+ H₂O = H₂SO₄.

Формула кислотного оксида Соответствующая гидратная форма (кислота)

SO₂ H₂SO₃

SO₃ H₂SO₄

P₂O₅ H₃PO₄

CrO₃ H₂CrO₄

Mn₂O₇ HMnO₄

V₂O₅ HVO₃

Кислотные оксиды образуются при окислении неметаллов и металлов, если последние имеют в полученном оксиде высокое значение валентности.

Например, оксид марганца (VII) – кислотный оксид, так как это оксид металла с высокой валентностью – (VII). В качестве гидрата этому оксиду будет соответствовать кислота НMnО₄ (марганцевая).

Большинство кислотных оксидов могут непосредственно взаимодействовать с водой и при этом образовывать кислоты.

Например:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃,

P₂O₅ +3Н₂О = 2Н₃РO_4,

SO₃ + Н₂О = Н₂SО₄.

Некоторые оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. Такого типа оксиды сами могут быть получены из кислот.

Например:

SiO₂ + H₂O ® реакция не идет

H₂SiO₃ SiO₂ + H₂O.

Это подтверждает названия кислотных оксидов – ангидриды, то есть «не содержащие воду». Одно из названий SiO₂– ангидрид кремниевой кислоты.

Амфотерные оксиды представляют собой оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства как основных (в кислой среде), так и кислотных (в щелочной среде) оксидов.

К амфотерным оксидам относятся оксиды некоторых металлов.

Например:

BeO, Al₂O₃, PbO, SnO, ZnO, PbO₂, SnO₂, Cr₂O₃.

При реакциях с кислотами амфотерные оксиды проявляют свойства основных оксидов:

РbО + 2НNО₃ = Рb(NО₃)₂ + Н₂О.

При реакциях со щелочами амфотерные оксиды проявляют свойства кислотных оксидов:

РbО +2NaOН_тв Na₂PbO₂ + Н₂О.

Амфотерныеоксиды с водой непосредственно не взаимодействуют, следовательно, их гидратные формы получают косвенно - из солей.

Несолеобразующие (безразличные) оксиды – небольшая группа оксидов, которые не вступают в химические реакции с образованием солей.

Кнесолеобразующим оксидам относятся, например, СО, N₂O, NO, SiO.

Номенклатура оксидов

Названия оксидов по международной номенклатуре начинаются со слова «оксид», затем называется элемент, образующий данный оксид, и в скобках, с помощью римской цифры, указывается валентность элемента. Если элемент имеет постоянную валентность, то ее можно не указывать.

Например:

Мn₂О₇– оксид марганца (VII),

Р₂О₅ – оксид фосфора (V),

Na₂O – оксид натрия.

В научно-технической и научно-популярной литературе можно встретить и тривиальные (исторически сложившиеся) названия оксидов.

Например:

N₂O – веселящий газ,

Al₂O₃ – глинозём,

SiO₂ – кремнезём,

SO₂ – сернистый газ,

СO₂ (тв.) – сухой лёд,

СО₂ – углекислый газ,

СО – угарный газ,

СаО – негашеная известь.

Химические свойства оксидов

1. Основные оксиды взаимодействуют:

а) с кислотами. Продуктами этих реакций будут соль и вода.

Например:

FеО + Н₂SO₄ = FеSO₄ + Н₂О,

СuO + 2НNО₃ = Сu(NО₃)₂ + Н₂О;

б) с кислотными оксидами. При этом образуются соли.

Например:

СаО + СО₂ = СаСО₃,

MgО + SiO₂ MgSiO₃;

в) с амфотерными оксидами. Продуктом реакции являются соответствующие соли.

Например:

Na₂O + ZnO Na₂ZnO₂,

K₂O + Al₂O₃ 2KAlO₂;

г) некоторые основные оксиды способны взаимодействовать с водой. В воде растворяютсяоксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи (растворимые в воде основания).

Например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH,

ВаО + Н₂О = Ва(ОН)_2.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют:

а) с основаниями. Продуктами реакции будут соль и вода.

Например:

В₂O₃ + 2NaOН = 2NaВО₂+ Н₂О,

SO₂ + 2NaОН = Na₂SO₃ + H₂O,

СО₂ + Са(ОН)₂ = СаСО₃ + Н₂О;

б) с основными оксидами. При этом образуются соответствующие соли.

Например:

SO₂ + CaО = CaSO₃,

SiO₂ + BaO = BaSiO₃,

в) с амфотерными оксидами. Продуктом реакции является соль.

Например:

P₂O₅ + Al₂O₃ 2AlPO₄;

г) некоторые основные оксиды способны взаимодействовать с водой. Большинство кислотных оксидов растворимы в воде, при этом образуются соответствующие кислоты.

Например:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃,

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃.

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют:

a) со щелочами, образуя при сплавлении соответствующую соль и воду.

Например:

А1₂O₃ + 2NaOН_тв 2NaА1O₂ + Н₂О,

ZnO + 2КОН_тв К₂ZnО₂ + Н₂О.

В этом случае амфотерные оксиды ведут себя как кислотные;

б) с кислотами, образуя и соль и воду.

Например:

РbО + 2НNО₃ = Рb(NO₃)₂ + Н₂О,

ZnO + Н₂SО₄ = ZnSO₄ + Н₂О.

В этом случае амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды;

в) с основными оксидами, образуя соли.

Например:

Cr₂O₃ + Na₂O 2NaCrO_2,

Fe₂O₃ + K₂O 2KFeO₂.

В данном случае амфотерные оксиды ведут себя как кислотные оксиды;

г) с кислотными оксидами, образуя соли.

ZnO + SO₃ = ZnSO₄,

А1₂O₃ + 3SiO₂ Al₂(SiO₃)₃.

В данном случае амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды;

д) амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

ZnO + Н₂О =

Способы получения оксидов

1. Окислением простых веществ кислородом (сжигание простых веществ).

Например:

2Mg + O₂ = 2МgО,

4Р + 5O₂ = 2Р₂О₅.

Метод неприменим для получения оксидов щелочных металлов, т.к. при окислении щелочные металлы обычно дают не оксиды, а пероксиды (Na₂O₂, K₂O₂).

Не окисляются кислородом воздуха благородные металлы, например, Аu, Аg, Рt.

2. Окислением сложных веществ (солей некоторых кислот и водородных соединений неметаллов).

Например:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂,

2Н₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2Н₂О.

3. Разложением при нагревании гидроксидов (оснований и кислородсодержащих кислот).

Например:

Сu(ОН)₂ СuО + Н₂О,

H₂SO₃ SO₂ + H₂O.

Нельзя пользоваться этим методом для получения оксидов щелочных металлов, так как разложение щелочей происходит при слишком высоких температурах.

4. Разложением некоторых солей кислородсодержащих кислот.

Например:

СаСО₃ СаО + СО₂,

2Рb(NO₃)₂ 2РbО + 4NO₂ + O₂.

Следует иметь в виду, что соли щелочных металлов не разлагаются при нагревании с образованием оксидов.

Области применения оксидов

Ряд природных минералов представляют собой оксиды и используются как рудное сырье для получения соответствующих металлов.

Например:

Боксит А1₂O₃ · nH₂O

Гематит Fe₂O₃

Пиролюзит МnO₂

Магнетит FеО · Fe₂O₃

Рутил ТiО₂

Минерал корунд (А1₂O₃) обладающий большой твердостью, используют как абразивный материал. Его прозрачные, окрашенные в красный и синий цвет кристаллы представляют собой драгоценные камни – рубин и сапфир.

Негашеная известь (CaO), получаемая обжигом природного минерала известняка (СаСО₃), находит широкое применение в строительстве, сельском хозяйстве и используется как реагент для буровых растворов.

Оксиды железа (Fе₂О₃, Fе₃О₄) используются при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителей и реагентов-нейтрализаторов сероводорода.

Оксид кремния (IV) (SiO₂) в виде кварцевого песка широко используется для производства стекла, цемента и эмалей, для пескоструйной обработки поверхности металлов, для гидропескоструйной перфорации и при гидроразрыве в нефтяных и газовых скважинах. В виде мельчайших сферических частиц (аэрозоля) находит применение в качестве эффективного пеногасителя буровых растворов и наполнителя при производстве резинотехнических изделий (белая ре-зина).

Ряд оксидов (А1₂O₃, Cr₂O₃, V₂O₅, СuО, NО и др.) используются в качестве катализаторов в современных химических производствах.

Являющийся одним из главных продуктов сгорания угля, нефти и нефтепродуктов углекислый газ (СО₂) при закачке в продуктивные пласты способствует повышению их нефтеотдачи. Используется СО₂ также для заполнения огнетушителей, газирования напитков и для других целей.

Образующиеся при нарушении режимов сгорания топлива (NO, СО) или при сгорании сернистого топлива (SO₂) оксиды являются продуктами загрязняющими атмосферу. Современное производство, а также транспорт предусматривают строгий контроль за содержанием таких оксидов и их нейтрализацию.

Оксиды азота (NO, NO₂) и серы (SO₂, SO₃) являются промежуточными продуктами в крупнотоннажных производствах азотной (НNO₃) и серной (Н₂SО₄) кислот.

Оксиды хрома (Сr₂O₃) и свинца (2РbО · РbО₂ - сурик) используются для производства антикоррозионных красочных составов.

Основания

Оcнованиями называются химические вещества, распадающиеся (диссоциирующие) в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы гидроксила (определение Аррениуса).

Например:

NaOH D Na ⁺ + OH^-

^{гидроксид}^{натрия катион натрия гидроксид-ион}

Основаниями являются сложные вещества, образующиеся при гидратации основных оксидов.

Например:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ – гидроксид кальция,

BaO + H₂O = Ва(ОН)₂– гидроксид бария.

Классификация оснований

По растворимости в воде все основания можно подразделить на растворимые в воде и нерастворимые.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами (см. табл. 6 приложения).

Большинство оснований в воде нерастворимы.

Основания различаются по кислотности. Они бывают однокислотными и многокислотными.

Кислотность оснований определяется количеством гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотные остатки.

Рис. 2.4. Классификация оснований

Однокислотные основания образуются от одновалентных металлов, а многокислотные основания – от поливалентных металлов.

Например:

LiОН – однокислотное основание,

Са(ОН)₂ – двухкислотное основание,

A1(ОН)₃ – трехкислотное основание и т.д.

Номенклатура оснований

По международной номенклатуре названия оснований складываются из слова «гидроксид», названия металла и, если металл проявляет переменную валентность, то в скобках указывается его валентность.

Например:

КОН – гидроксид калия,

Сu(ОН)₂ – гидроксид меди (II),

Fе(ОН)₃– гидроксид железа (III).

Для ряда оснований используются тривиальные названия.

Например:

NaОН – едкий натр, каустическая сода, каустик,

КОН – едкое кали,

Bа(ОН)₂– едкий барий,

Са(ОН)₂ – гашеная известь.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерными называются такие гидроксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства либо оснований, либо кислот.

К амфотерным гидроксидам относятся:

Ве(ОН)₂, Zn(ОН)₂, А1(ОН)₃, Сr(ОН)₃, Sn(ОН)₂, Рb(OH)₂

и некоторые другие.

Амфотерные гидроксиды реагируют:

а) с кислотами,

Например:

А1(ОН)₃ + ЗНС1 = А1С1₃ + ЗН₂О,

Zn(ОН)₂ + Н₂SО₄ = ZnSO₄ + 2Н₂О;

б) с кислотными оксидами,

2А1(ОН)₃ +3SiO₂ А1₂(SiO₃)₃ + ЗН₂О.

В этих реакциях амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований.

в) с основаниями,

при сплавлении твердых веществ образуются соли.

Например:

А1(ОН)₃ + NaОН _тв. NaА1O₂+ 2Н₂О,

Zn(ОН)₂ + 2КОН _тв. К₂ZnO₂ + 2H₂O.

В этих реакциях амфотерные гидроксиды проявляют свойства кислот.

В реакциях с водными растворами щелочей образуются соответствующие комплексные соединения.

Например:

А1(ОН)₃ + NaОН раствор = Na[А1(OH)₄],

^{тетрагидроксоалюминат натрия}

Zn(ОН)₂ + 2КОН раствор = K₂[Zn(OH)₄]

^{тетрагидроксоцинкат калия}

г) с основными оксидами:

2Cr(OH)₃ + K₂O 2KCrO₂+ 3H₂O.

В этой реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. Реакция протекает при сплавлении реагентов.

Способы получения оснований

1. Общим способом получения оснований является реакция обмена раствора соли сраствором щелочи. При взаимодействии образуется новое основание и новая соль.

Например:

CuSO₄ + 2КОН = Cu(OH)₂ ↓ + К₂SО₄,

K₂CO₃ + Ва(ОН)₂ = 2КОН + ВаСО₃↓.

Этим методом могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания.

2. Щелочи можно получить взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой .

Например:

2Nа +2Н₂О = 2NаОН + Н₂↑,

Са +2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂↑.

3. Щелочи могут быть получены также взаимодействием оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой.

Например:

Nа₂О + Н₂О = 2NаОН,

СаО+Н₂О = Са(ОН)₂.

4. В технике щелочи получают электролизом растворов солей (например, хлоридов).

Например:

2NaС1 + 2Н₂О 2NаОН + Н₂↑ + С1₂↑.

Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, распадающиеся в водном растворе (или расплаве) на положительно заряженные ионы водорода и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка (определение Аррениуса).

Например:

HCl D H⁺ + Cl^-

^{хлороводородная кислота ион водорода кислотный остаток}

Н₂SO₄ D 2Н⁺+ SO₄^2-

^{серная кислота ионы водорода кислотный остаток}

Классификация кислот

1. Все кислоты по основности можно подразделить на одноосновные и многоосновные.

Основность кислот определяется количеством атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли.

Одноосновные кислоты

Например:

HCI – хлороводородная (соляная кислота),

НJ – йодоводородная кислота,

HBr – бромоводородная кислота,

НNО₃ – азотная кислота,

НСN – циановодородная (синильная) кислота,

HPO₃ – метафосфорная кислота,

HNO₂ – азотистая кислота и др.

Многоосновные кислоты

а) двухосновные:

например:

Н₂S – сероводородная кислота,

H₂SO₄ – серная кислота,

Н₂SО₃ – сернистая кислота,

Н₂СО₃ – угольная кислота,

H₃PO₃ (H₂HPO₃) – фосфористая кислота.

в) трехосновные:

например:

H₃PO₄ – ортофосфорная кислота,

H₃AsO₄ – ортомышьяковая кислота и др.

2. По наличию в составе молекулы кислоты кислорода все кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты).

Бескислородные кислоты (как говорит само название) не содержат в своем составе кислорода.

Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты кислотных оксидов (ангидридов кислот):

SO₂ + Н₂О = Н₂SО₃ – сернистая кислота,

CO₂ + H₂O = H₂CO₃ – угольная кислота,

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ – ортофосфорная кислота.

Некоторые кислотные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, но соответствующие им гидраты, полученные другим способом, представляют собой кислородсодержащие кислоты.

Например:

SiO₂ + H₂O →

Даннаяреакция не идет, но в качестве гидрата оксиду кремния (IV) соответствует кремниевая кислота H₂SiO_3, которую можно получить косвенным путем.

3. В зависимости от количества молекул воды, присоединенных одной молекулой кислотного оксида (ангидрида), кислородсодержащие кислоты можно подразделить на мета-, пиро- и орто - формы.

Например:

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ – метафосфорная кислота,

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇ – пирофосфорная кислота,

Р₂О₅ + ЗН₂О = 2Н₃РО₄ ортофосфорная кислота.

Если кислота имеет две формы, то менее богатая водой форма –это метаформа кислоты, более богатая водой форма - ортоформа кислоты.

Например:

НВО₂ – метаборная кислота,

Н₃ВО₃ – ортоборная кислота,

НА1O₂ – метаалюминиевая кислота,

H₃AlO₃ – ортоалюминиевая кислота и др.

Номенклатура кислот

Водные растворы галогеноводородов, а также водородных соединений серы, селена, теллура и некоторые другие рассматривают как бескислородные кислоты.

Названия бескислородных кислот образуются отназвания неметалла с прибавлением слова водородная:

Например:

HF – фтороводородная кислота

НС1 – хлороводородная кислота

НВr – бромоводородная кислота

HJ – йодоводородная кислота

НСN – циановодородная кислота

НСNS – родановодородная кислота

Традиционные названия кислородсодержащих кислот образуются в зависимости от названия элемента, образующего кислоту (кислотообразующего элемента), с учетом степени его окисления. Если кислотообразующий элемент имеет высшую (совпадающую с номером группы в периодической системе элементов) или любую единственную степень окисления, то название кислоты складывается из названия элемента с добавлением следующих суффиксов: -н-, -ов- или -ев-.

Например:

H₂S⁺⁶O₄ – серная кислота,

НМn⁺⁷О₄ – марганцовая кислота,

H₂Ge⁺⁴O₃ – германиевая кислота.

Традиционные названия кислородсодержащих кислот представлены в табл. 2.1.

Таблица 2.1

Физические свойства кислот

Большинство кислот представляют собой жидкости (Н₂SО₄, НNО₃ и др.) или твердые вещества (H₃PO₄, H₂SiO₃, H₃BO₃). Растворимые в воде кислоты придают раствору кислый вкус (за счет свободных ионов водорода), разъедают растительные и животные ткани, окрашивают индикаторы (лакмус, метилоранж и метилрот) в красный цвет.

Химические свойства кислот

1 . Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации), образуя соль и воду.

Например:

H₂SO₄ + 2КОН = K₂SO₄ + 2Н₂О,

2НNО₃ + Мg(ОН)₂ = Мg(NO₃)₂ + 2Н₂О.

2. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду.

Например:

Н₂SО₄ + СuO = СuSO₄ + Н₂О,

6НС1 + Al₂O₃ = 2AlCl₃ + ЗН₂О.

3. Кислоты могут взаимодействовать с солями более слабых или более летучих кислот, образуя новую соль и новую кислоту.

Например:

2НС1 + K₂CO₃ = 2КС1 + H₂CO₃(H₂O + CO₂),

Н₂SО₄ + 2NаС1 = Na₂SO₄ + 2НС1↑

В первой реакции сильная хлороводородная кислота (НСl) вытесняет более слабую угольную кислоту (Н₂СО₃), а во второй реакции сильная и нелетучая серная кислота (Н₂SО₄) вытесняет тоже сильную, но более летучую хлороводородную кислоту.

4. Кислоты реагируют с активными металлами с образованием соли и водорода.

Например:

2HCl + Мg = MgCl₂ + Н₂↑,

Са + 2СН₃СООН = Са(СН₃СОО)₂ + Н₂↑.

Так реакции будут протекать с любой растворимой в воде и не проявляющей специфического окислительного действия кислотой.

При реакциях металлов с кислотами - окислителями, например, Н₂SO₄ (концентрированный раствор) или HNO₃ (раствор любой концентрации) водород практически не выделяется.

Например:

Cu + 2H₂SO₄ _(конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O,

8HNO_{3 (конц.)} + 3Мg = 3Mg(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O.

Такие реакции специфичны и рассматриваются в теме «Окислительно-восстановительные реакции» (см. главу 10).

Способы получения кислот

1. Бескислородные кислоты могут быть получены непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде.

Например:

Н₂ + С1₂ = 2НС1,

Н₂ + S = H₂S.

2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием некоторых кислотных оксидов (ангидридов кислот) с водой.

Например:

SO₃ + H₂O = Н₂SО₄,

N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃.

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакции обмена между солями и кислотами.

Например:

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃↓,

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + НNO₃_,

FeS + 2HCI = FeCl₂ + H₂S↑,

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄.

Области применения кислот

Азотная (HNO₃) кислота широко используется для производства удобрений, красителей, лаков, пластмасс, лекарственных и взрывчатых веществ, а также химических волокон.

Серная кислота (Н₂SО₄) расходуется в больших количествах для производства минеральных удобрений, красителей, химических волокон, пластмасс, лекарственных веществ. Используется для извлечения металлов из руд, заполнения кислотных аккумуляторов. Находит применение в нефтяной промышленности для очистки нефтепродуктов.

Фосфорная кислота используется в составах для обезжиривания металлических поверхностей перед нанесением защитных покрытий, входит в состав композиций для преобразования ржавчины перед покраской, применяется для защиты от коррозии трубопроводов, прокачивающих морскую воду.

Соляная кислота широко применяется в нефтяной промышленности для обработки призабойных зон скважин с целью увеличения нефтеотдачи пластов, используется в составах травильных растворов для удаления ржавчины и отложений в трубопроводах и скважинах, а также как отвердитель фенол-формальдегидных смол.

Соли

Солями называются сложные вещества, распадающиеся в водном растворе (или расплаве) на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы кислотного остатка:

Например:

NaNO₃ D Na⁺+ NO₃^-

^{соль катион металла анион кислотного остатка}

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, то есть как продукт замещения атомов водорода в молекуле кислоты на атом металла либо как продукт замещения гидроксильных групп в молекуле основания на соответствующие кислотные остатки.

В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные и двойные .

Рис. 2.5. Схема классификации солей

Средние соли можно рассматривать, как продукт полного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами металла.

Например:

2NaOН + H₂SO₄ = Na₂SO₄+ 2Н₂О

^{основание кислота средняя соль}

Кислые соли (гидросоли) – представляют собой продукты неполного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами металла.

Кислые соли – продукт неполной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.

От двухосновных кислот (H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S и т.д.) можно получить только один тип кислых солей – однозамещенные (атом металла замещает только один атом водорода кислоты).

Например:

Серная кислота при неполной нейтрализации гидроксидом натрия образует одну кислую соль – NаНSО₄.

H₂SO₄ + NaOH = NаНSО₄+ H₂O.

Oт трехосновных кислот можно получить уже два типа кислых солей: однозамещенные и двухзамещенные.

Например,

При неполной нейтрализации ортофосфорной кислоты (Н₃РО₄) гидроксидом натрия можно получить и однозамещенную соль NаН₂РО₄:

Н₃РО₄ + NаОН = NаН₂РО₄ + Н₂О

и двухзамещенную соль Nа₂НРО₄:

H₃PO₄ + 2NаОН = Nа₂НРО₄ + 2H₂O.

Основные соли (гидроксосоли) можно рассматривать как продукт неполного замещения гидроксильных групп основания или амфотерного гидроксида на кислотные остатки.

Основные соли – продукт неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой.

Основные соли могут образовывать только многокислотные основания, причем двухкислотные основания образуют только один тип основных солей, а трехкислотные – два.

Например:

Мg(ОН)₂ – двухкислотное основание при неполной нейтрализации образует основную соль

Мg(ОН)₂ + НNO₃ = МgОНNO₃ + Н₂О,

^{основная соль}

а при дальнейшей нейтрализации образуется средняя соль:

МgОНNO₃ + НNО₃ = Mg(NO₃)₂ + Н₂О,

^{средняя соль}

Al(OH)₃ – трехкислотное основание образует при неполной нейтрализации две основные соли:

Аl(ОН)₃ + НСl = А1(ОН)₂С1 + H₂O

^{основная соль}

Аl(ОН)₂С1 + НСl = AlOHCl₂ + Н₂О.

^{основная соль}

При дальнейшей (полной) нейтрализации образуется средняя соль:

AlOHCl₂ + НС1 = AlCl₃ + Н₂О.

^{средняя соль}

Двойные соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот.

Например:

KAl(SO₄)₂ – алюмокалиевые квасцы, сульфат алюминия – калия,

KCr(SO₄)₂ – хромовокалиевые квасцы, сульфат хрома (III) – калия,

CaCl₂O – хлорная известь, хлорид-гипохлорит кальция.

Номенклатура солей

Названия солей тесно связаны с названиями кислот. Соли многих распространенных кислот (как и сами эти кислоты) имеют укоренившиеся в русском языке традиционные химические названия, которые образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием степени его окисления в скобках римскими цифрами.

Например:

Nа₂СО₃ – карбонат натрия,

FeSO₄ – сульфат железа (II),

Fе₂(SO₄)₃ – сульфат железа (III).

В таблице 2.2. приведены традиционные названия кислотных остатков наиболее распространенных кислот.

Таблица 2.2

Традиционные названия кислот и кислотных остатков

Физические свойства солей

Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде их можно подразделить на:

1) хорошо растворимые,

2) мало растворимые,

3) практически нерастворимые.

Большинство солей азотной и уксусной кислот, а также солей калия, натрия и аммония – растворимы в воде.

Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения.

Химические свойства солей

12 3 4 5 Следующая ⇒

Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все...

Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом...

Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам...

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: