Федеральное агентство по образованию Томский государственный архитектурно-строительный университет

Федеральное агентство по образованию
Томский государственный архитектурно-строительный университет
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Методические указания к лабораторной работе
Составители Т.М. Южакова, О.А. Зубкова
Томск 2009
Классы неорганических соединений: методические указания
/ Сост. Т.М. Южакова, О.А. Зубкова. – Томск: Изд-во Том. гос.
архит.-строит. ун-та, 2009. – 29 с.
Рецензент к.б.н., доцент Т.М. Южакова
Редактор Е.Ю. Глотова
Методические указания к лабораторной работе по дисциплине ЕН.Ф 4
«Химия» для студентов всех специальностей всех форм обучения.
Печатаются по решению методического семинара кафедры химии
№ 2 от 11.03.09 г.
Утверждены и введены в действия проректором по учебной работе В.В. Дзюбо
с 01.09.09
до 01.09.14
Оригинал-макет подготовлен авторами.
Подписано в печать.
Формат 60×90/16. Бумага офсет. Гарнитура Таймс.
Уч.-изд.л 1,52. Тираж 100 экз. Заказ №
Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2.
Отпечатано с оригинал-макета в ООП ТГАСУ.
634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.
2
КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Основные сведения
В основе описания свойств любого химического элемента,
а также форм и свойств его соединений, лежит периодическая
система Д.И. Менделеева. В настоящее время ее рассматривают
как классификацию атомов по строению их электронных оболочек. И химические свойства элементов зависят, главным образом,
от электронов, которые образуют внешнюю сферу.
По химическим свойствам элементы делятся на металлические, неметаллические, амфотерные и инертные (благородные газы). Деление это не является абсолютным, а лишь выражает основные тенденции данного вида атомов.
Элементы, на внешнем электронном слое которых имеется
от одного до четырех электронов, называются металлическими.
При химических превращениях атомы этих элементов отдают
электроны и переходят в элементарные положительные ионы, являясь восстановителями. Восстановительная функция их может
быть выражена схемой
Ме0 – nē = Меn+.
Неметаллами называются элементы, на внешнем электронном слое которых находится 4–8 электронов. Атомы этих элементов более склонны к приобретению электронов. Окислительная
функция их выражается схемой
R0 + nē = Rn–.
Следует отметить, что неметаллическим элементам свойственна также восстановительная функция, хотя она выражена
в меньшей степени, чем окислительная. Взаимодействие атомов
сопровождается перераспределением электронной плотности
и приводит к образованию новых веществ с присущим им строением и химическими свойствами. Состав образующихся химиче3
ских соединений отображается химическими формулами, которые
составляются с учетом степеней окисления элементов.
Степени окисления элементов
Состав формул и образование названий химических соединений основано на знании и правильном использовании степеней
окисления (синонимы: валентность, окислительное число). Степень окисления атома относится к основным понятиям химии
и введена для характеристики состояния атома в соединении.
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит
только из ионов. Степень окисления может иметь отрицательное,
положительное и нулевое значения, которые выражают арабскими цифрами со знаком (+) или (–) и ставят над символом элемента. Например: К+1, О –2 , О20.
Отрицательное значение степени окисления имеют атомы,
которые приняли электроны от других атомов. Положительной
степенью окисления характеризуются атомы, отдающие свои
электроны другим атомам. И, наконец, нулевое значение степени
окисления имеют атомы и молекулы простых веществ, например,
водорода, хлора, азота (H2, Cl2, N2), так как в этом случае связующее электронное облако принадлежит обоим атомам.
Степень окисления элементов определяют исходя из того,
что алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле
равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона. При этом необходимо помнить, что водород в соединениях имеет степень окисления
(+1), а кислород (–2). Исключение составляют гидриды металлов
NaH, CaH2 и перекиси H2O2, BaO2, в которых водород и кислород
имеют степень окисления (–1). В качестве примера определим
степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Обозначив степень окисления серы через х и умножив известные нам степени
окисления водорода (+1) и кислорода (–2) на число их атомов
в соединении, составим уравнение: (+1) ⋅ 2 + х + (–2) ⋅ 4 = 0. От4
сюда х = (+6). Найдем степень окисления хрома в ионе Cr2O7 –2.
Сумма всех степеней окисления атомов в ионе должна быть равна
заряду иона. Тогда 2х +(–2) ⋅ 7 = –2. Отсюда: х = (+6).
Степени окисления элементов можно определить с помощью таблицы Д.И. Менделеева. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, а низшая (№ группы – 8). Например,
высшая степень окисления S = +6 в SO3, а низшая ст. окисления
S = –2 в H2S.
У галогенов существуют все степени окисления – от (+7)
до (–1), различающиеся на две единицы, т. е. (+7, +5, +3, +1, –1).
В группе галогенов выделяется фтор, который имеет степень
окисления только (–1).
У некоторых элементов побочных подгрупп устойчивые
степени окисления следует просто запомнить. К таким элементам
относятся: Cr (+6, +3); Mn (+7, +6, +4, +2); Fe (+3, +2); Cu (+2, +1);
Ag (+1); Au (+3, +1); Hg (+2, +1).
Зная степень окисления элементов, составляют формулы
бинарных соединений. Например, составим формулу оксида хлора, если хлор имеет степень окисления (+7), а кислород (–2). Находим наименьшее кратное чисел 2 и 7. Оно равно 14. Делим
14 на 7, получаем число атомов хлора, равное двум. Число атомов
кислорода находим путем деления 14 на 2 (степень окисления кислорода). Оно равно 7. Формула оксида Cl2O7.
При составлении более сложных формул следует иметь
в виду, что сумма положительных степеней окисления всегда
должна быть равна сумме отрицательных степеней окисления.
Например, составим формулу хромовой кислоты, зная, что хром
имеет положительную степень окисления, равную (+6). Запишем
состав кислоты и укажем степень окисления элементов
H+1Cr+6O–2. Чтобы молекула была электронейтральной, наименьшая сумма отрицательных степеней окисления кислорода должна
быть равна (–2) ⋅ 4 = (–8). Следовательно, необходимо взять четыре атома кислорода и два атома водорода: H2CrO4.
5
Классы неорганических соединений
Химия занимается превращением химических веществ, поэтому для нее очень важна классификация химических соединений. Под классификацией понимают объединение разнообразных
и многочисленных соединений, обладающих сходными свойствами, в определенные группы или классы.
Все химические вещества делят на две группы: простые
и сложные. Простые состоят из атомов одного элемента (Cl2, O2,
Br2 и др.). В состав сложных входят два или более элемента
(H2CrO4, HCl, HNO3). Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, гидроксиды (основания и кислородсодержащие кислоты), соли, классификация которых приведена
в табл. 1.
Оксиды
Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород. По химическим свойствам
они делятся на несолеобразующие и солеобразующие. К несолеобразующим относятся такие, которые при обычных условиях
в химических реакциях солей не образуют (например, NO, N2O,
CO, SiO и др.). Солеобразующими называются такие, которые
взаимодействуют с кислотами или основаниями, образуя соли.
Они, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные. Характер оксида зависит от степени окисления элемента. Если степень окисления +1, +2 – оксид основного характера, +3, +4 – амфотерного, от +4 до +7 – кислотного. Исключение
составляют оксиды Zn+2, Be+2, Sn+2, Pb+2.
Основные оксиды. Основными оксидами называются такие
оксиды, гидратные соединения которых (соединения с водой) относятся к классу оснований.
Некоторые основные оксиды образуют основания непосредственно при взаимодействии с водой. Например,
К2О + Н2О = 2КОН;
6
СаО + Н2О = Са(ОН)2.
Другие с водой не взаимодействуют, и соответствующие им
гидроксиды получают косвенным путем:
NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH) 2 + Na2SO4.
Основные оксиды образуют только типичные металлы и неметаллы
с переменной степенью окисления в низшей степени окисления.
Кислотные оксиды. Кислотными оксидами называются такие оксиды, гидратные соединения которых относятся к классу
кислот. Они образуются неметаллами и переходными металлами
в высших степенях окисления. Например, CO2, P2O7, SO3, Mn2O7 –
кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты Н2CO3,
Н3PO4, Н2SO4, НMnO4. Большинство кислотных оксидов образуют
кислоты при взаимодействии с водой, например,
CO2 + Н2О = Н2CO3.
Некоторые кислотные оксиды с водой не взаимодействуют,
однако сами они могут быть получены из соответствующих кислот, например,
H2SO3 = SO2 + Н2О.
Поэтому кислотные оксиды называют еще ангидридами соответствующих кислот. Слово «ангидрид» обозначает безводный,
лишенный воды. Так SO2 – ангидрид сернистой кислоты (H2SO3).
Для установления формулы ангидрида можно идти двумя
путями.
1. Отнятием воды от молекулы кислоты. Например, чтобы
определить формулу ангидрида серной кислоты H2SO4, от молекулы кислоты надо отнять молекулу воды:
H2SO4 = Н2О + SO3,
SO3 – ангидрид серной кислоты.
2. Формулу ангидрида составляют по степени окисления
элемента, образующего кислоту. Например, определить ангидрид
азотистой кислоты (HNO2).
7
Степень окисления азота в этом соединении равна (+3).
H N O–22 1 + х +2 ⋅ (–2) = 0 ⋅ х = +3. Формула азотистого ангидрида N2O3.
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой,
т. е. в зависимости от условий они могут проявлять как основные,
так и кислотные свойства. К ним относятся оксиды некоторых
металлов: ZnO, Al2O3, Cr2O3. С кислотами они взаимодействуют
как основные оксиды:
+1
х
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + Н2О.
С основаниями – как кислотные:
ZnO + 2NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4].
Получение оксидов
1. Оксиды могут быть получены непосредственным соединением простого вещества с кислородом (при различных условиях). Например,
S+O2 = SO2 ; 4К+ O2 = 2К2O.
2. Горением или окислением сложных веществ:
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2О.
3. Разложением гидратных соединений при нагревании (реакция дегидратации):
Cu(OH)2 = CuO + H2O.
4. Термическое разложение солей:
CaCO3 = CaO + CO2.
Химические свойства. Важнейшие химические свойства оксидов обусловливаются их отношением к кислотам и основаниям.
1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя
соли:
MgO + Н2SO4 = MgSO4+ H2O.
8
Таблица 1
Классификация неорганических соединений
ОКСИДЫ
Несолеобразующие: CO, NO, N2O, SiO
Солеобразующие
Основные
Э2О (Э – Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr);
ЭО (Э – Mg, Ca,
Ba, Sr, Cu, Ni,
Hg (II), Cd)
Основные
ЭОН (Э – Li, Na, K,
Rb, Cs) – щелочи;
Э(ОН)2 (Э – Mg, Ca,
Sr, Ba, Cu, Ni)
Амфотерные
Кислотные
ЭО (Э – Be, Zn, Sn,
Pb); Э2О3 (Э – Al,
Ga, Cr); ЭО2 (Э – Ge,
Sn, Pb)
Э2О (Э – Cl); Э2О3 (Э – N,
As); ЭО2 (Э – С, Si S, Se);
Э2О5 (Э – N, P, As, I, Br);
ЭО3 (Э – S, Se, Cr);
Э2О7 (Э – Сl, Mn)
ГИДРОКСИДЫ
Амфотерные
Кислородсодержащие
кислоты
Э(ОН)2 (Э – Be,
НЭО (Э – Cl); НЭО2 (Э – N,
Zn, Sn, Pb);
As) Н2ЭО3 (Э – C, Si, S);
Э(ОН)3 (Э – Al,
НЭО3 (Э – N, P, I) Н3ЭО4 (Э –
Cr)
P, As); Н2ЭО4 (Э – S, Se, Cr);
НЭО4 (Э – Cl, Mn)
Бескислородные
кислоты
НЭ (Э – Сl, F, Br, I, CN);
H2Э (Э – S, Se)
СОЛИ
Основные
(гидроксосоли)
FeOH(NO3)2;
AlOHSO4
Средние
(нормальные)
Кислые
(гидросоли)
Na2SiO3;
Ca(NO3)2
NaHCO3;
MgH2PO4
9
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, также образуя соль и воду:
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O.
3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей:
СаО + СО2 = СаСО3.
Номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия
элемента с большей окислительной электроотрицательностью
с окончанием -ид и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью в родительном падеже. Если
же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках
сразу же после названия.
Например: Cr2O3 – оксид хрома (III), Na2О – оксид натрия,
FeO – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III), Р2О5 – оксид
фосфора (V), Р2О3 – оксид фосфора (III).
Гидроксиды
Соответствующие оксидам гидратные соединения по своим
химическим свойствам могут быть также кислотными, основными и амфотерными. Гидроксиды основного характера относятся
к классу оснований, гидроксиды кислотного характера являются
кислородсодержащими кислотами, а амфотерные гидроксиды характеризуются двойственностью свойств.
Кислоты
Кислотами называются вещества, которые в растворах или
расплавах диссоциируют с образованием катионов водорода
и других положительных катионов не образуют. В водных растворах ион водорода представляет собой ион гидроксония Н3О+,
10
дополнительно гидратированный молекулами воды. Тем не менее
для упрощения записи уравнений пишется не Н3О+, а ион Н+.
Например,
HNO3 = Н+ + NO3 –.
Молекулы кислот состоят из водорода, способного замещаться на металл, и кислотного остатка. В зависимости от состава
и свойств их классифицируют на органические и неорганические,
кислородные и бескислородные, одно- и многоосновные.
По наличию кислорода в своем составе неорганические кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Бескислородные кислоты в молекулах не содержат кислород, например, H2S.
Кислородсодержащие кислоты, кроме водорода и элемента, образующего кислоту, содержат также кислород, например, H2SO3.
В зависимости от числа атомов водорода, способных замещаться металлом, кислоты делятся на одно- и многоосновные.
Так, кислота HNO3 – одноосновная, H2SO3 – двухосновная, Н3РО4 –
трехосновная.
Кислотным остатком называется атом или группа атомов
в молекуле кислоты (за исключением атомов водорода, замещенного металлом), которые при химических реакциях сохраняются
как единое целое. Степень окисления кислотного остатка всегда
отрицательна и определяется числом атомов водорода, замещенных на металл.
Номенклатура кислот. Несмотря на то, что водород входит в состав всех кислот, название «водородная кислота» используется только для бескислородных кислот. Названия бескислородных кислот производят от названия неметалла, образующего
кислоту, с добавлением слова «водородная» и соединительного
суффикса -о-:
HF – фтороводородная кислота;
HCl – хлороводородная кислота;
HI – йодоводородная кислота;
H2S – сероводородная кислота.
11
Названия кислородных кислот производят от названия неметалла с прибавлением окончаний -(н-)ая, -(в-)ая, если степень
окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения
степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:
-(оват-)ая, -(ист-)ая, -(оватист-)ая:
HClO4 – хлорная кислота;
HNO3 – азотная;
HСlO3 – хлорноватая;
HNO2 – азотистая;
HСlO2 – хлористая;
H2SO4 – серная;
HClO – хлорноватистая;
H2SO3 – сернистая.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует
несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты
с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс (приставка) мета-, при наибольшем числе – префикс орто-.
Например, HРO3 – метафосфорная кислота, HВO2 – метаборная кислота, H3РO4 – ортофосфорная кислота, H3ВO3 – ортоборная кислота. Существуют кислоты, содержащие два центральных атома при нечетном количестве атомов кислорода:
H2S2O7 – двусерная, H4Р2O7 – двуфосфорная.
Указанная номенклатура кислот не строга. Наряду с вышеприведенными суффиксами и приставками употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеет исторически сложившиеся названия, например, соляная кислота (НСl).
Получение кислот
1. Бескислородные кислоты получают путем соединения водорода с неметаллами с последующим растворением водородного
соединения в воде:
Н2 + Cl2 = 2HCl; H2 + S = H2S.
2. Большинство кислородных кислот получают при взаимодействии кислотных оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4;
CO2 + H2O = H2CO3.
3. Если кислотные оксиды нерастворимы в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем – действием
12
другой кислоты на соответствующую соль. Например,
Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3.
В большинстве случаев эти реакции подчиняются законам
химического равновесия и происходят в тех случаях, когда одно
из образующихся веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного или нерастворимого вещества.
Химические свойства кислот. Химические свойства кислот можно подразделить на две группы: общие для всех кислот
реакции, связанные с наличием в их растворах иона водорода,
и специфические, т. е. характерные для конкретных кислот.
Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до атомов
водорода, а с другой стороны, взаимодействовать с отрицательно
заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).
К первому типу превращений относят реакции кислот с металлами и процессы, протекающие на катоде при электролизе
водных растворов кислот, при которых выделяется водород:
2Н+ + 2ē → 2Н0 → Н2.
Растворимые кислоты реагируют с металлами при обычной
температуре или при нагревании. Состав образующихся продуктов зависит от характера кислоты. Кислоты-неокислители (HCl,
разбавленная H2SO4) реагируют только с металлами, стоящими
в ряду активности до водорода, с образованием соли и газообразного водорода:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2;
Ca0 + 2H+ = Ca2+ + H2;
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
Zn0 + 2H+ = Zn2+ + H2.
13
При взаимодействии с металлами кислот-окислителей
(HNO3 любой концентрации, концентрированная H2SO4) образуется соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от активности металла и температуры. Например,
Hg + 2H2SO4 (конц) = HgSO4 + SO2 + 2H2O;
4Ca + 5H2SO4 = 4CaSO4 +H2S + 4H2O;
Pb + 8HNO3 (разб) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
К кислотно-основному типу относятся реакции:
1. С основаниями (реакция нейтрализации)
NaOH + HCl = NaCl + H2O;
H+ + OH+ = H2O.
2. С основными оксидами
2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O;
2H+ + MgO = Mg2+ + H2O.
3. С солями. Непременным условием этого взаимодействия
является: растворимость исходных веществ; один из продуктов
должен выделяться в виде газа, выпадать в осадок или образовывать слабодиссоциированное вещество.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑;
CO32–+ 2H+ = H2O + CO2;
Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HNO3;
Ba2+ + SO42– = BaSO4.
Основания
Основаниями называются вещества, молекулы которых
в растворах или расплавах образуют отрицательно заряженные ионы гидроксида (ОН–) и других отрицательных ионов не образуют.
14
Молекула основания состоит из одного атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп, число которых зависит
от степени окисления металла. Общая формула оснований –
Ме(ОН)х . Например,
NaОН = Na+ + ОН–;
Са(ОН)2 = Са 2+ + 2ОН–.
Номенклатура оснований. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaОН – гидроксид натрия,
Са(ОН)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько
оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)3 – гидроксид железа (III),
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II). Помимо этих названий для некоторых, наиболее важных оснований, применяются и другие, в основном, традиционные русские названия. Так, гидроксид натрия
называют едкий натр, гидроксид кальция – гашеная известь.
Получение оснований
1. Растворимые в воде основания получают при взаимодействии металлов или их оксидов с водой:
2К + 2H2O = 2 КОН + H2↑;
К2О + H2O = 2 КОН.
2. Малорастворимые основания получают косвенным путем,
а именно, действием щелочей на водные растворы соответствующих солей:
FeSO4 + 2NaОН = Fe(OH)2 + Na2SO4;
MnCl2 + 2NaОН = Mn(OH)2 + 2NaCl.
Свойства оснований. Все основания – твердые вещества
за исключением гидроксида аммония NH4OH. По растворимости
в воде они делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые в воде основания называются щелочами. К ним относятся
15
гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH,
NaOH, KOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску
индикатора: красного лакмуса в синий цвет, бесцветного фенолфталеина в малиновый. Щелочи NaOH и KOH устойчивы при нагревании. Однако большинство оснований при нагревании разлагается. Например,
Cu(OH)2 = CuO + H2O;
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.
При взаимодействии оснований с кислотами в эквивалентных
количествах образуются соль и вода (реакция нейтрализации):
Cа(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O;
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O.
Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:
2NaOН + CO2 = Na2CO3 + H2O;
Ca(OН)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
Для щелочей также характерны реакции взаимодействия
с растворами различных солей:
FeCl3 +3KOH = 3KCl + Fe(OH)3.
Некоторые нерастворимые в воде гидроксиды металлов
с кислотами реагируют как основания, а с растворами щелочей –
как кислоты, т. е. являются амфотерными (двойственными).
Если записать формулу амфотерного гидроксида в общем
виде как Ме(ОН)х, то диссоциацию растворенной части его можно
представить схемой
Ме+n + хОН– ← Ме(ОН)х → хН+ + МеОх n–.
по типу
основания
16
по типу
кислоты
В насыщенном растворе амфотерного гидроксида все эти
ионы находятся в состоянии равновесия. В зависимости от условий (реакции среды) равновесие может быть смещено в ту или
другую сторону. Так, для амфотерного гидроксида цинка
Zn 2+ + 2OH– ← Zn(OH)2 → 2H+ + ZnO2 2–.
В кислой среде равновесие смещается влево, и он ведет себя
как основание, а в щелочной среде – вправо, и он ведет себя как
кислота:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaОН = Na2ZnO2 + 2H2O.
Амфотерные гидроксиды обычно получают взаимодействием соответствующей растворимой соли с эквивалентным количеством щелочи, избегая избытка последней:
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3 + 3NaCl.
Соли
Соли – это вещества, молекулы которых состоят из основного и кислотного остатка. Их можно рассматривать как продукты
частичного или полного замещения водорода в кислоте на металл
или гидроксидных групп в основании на кислотные остатки.
Различают средние, кислые и основные соли.
Средние или нормальные соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислотах на металл или гидроксидных
групп в основаниях на кислотный остаток, например,
Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O,
CuCl2 – средняя соль, хлорид меди (II).
Атомы водорода в кислоте могут быть замещены также
группой атомов, играющих роль катиона, например, аммонийной
группой:
17
HCl + NH4+ = NH4Cl + Н+; H2SO4 + 2NH4+ = (NH4)2SO4 + 2Н+.
Если атомы водорода в многоосновной кислоте замещены
двумя различными металлами, то такую соль называют двойной:
NaKCO3 – карбонат натрия, калия;
KAl(SO4)2 – сульфат калия, алюминия (алюмокалиевые
квасцы).
Получают двойные соли путем соединения двух средних солей одной и той же кислоты
К2SO4 + Cr2(SO4)3 = 2КCr(SO4)2.
Двойные соли при диссоциации образуют катионы двух
металлов и анионы кислотного остатка одной кислоты
КCr(SO4)2 = К++ Сr3+ + 2SO42–.
Иногда металл в средней соли бывает связан с двумя различными кислотными остатками. Такие соли называют смешанными. Смешанной солью является белильная известь – кальциевая соль соляной кислоты HCl и хлорноватистой HClO кислот:
Cl–Ca–OСl или CaOCl2.
Кислые соли – продукты неполного замещения водорода
в молекулах кислот атомами металлов. Их получают при взаимодействии кислот с основаниями в тех случаях, когда количество
взятого основания недостаточно для образования средней соли:
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.
Ясно, что кислая соль может быть образована только многоосновной кислотой, одноосновные кислоты кислых солей не образуют.
Действуя на кислую соль достаточным количеством соответствующего основания, ее можно перевести в среднюю
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.
Основные соли – продукты неполного замещения гидроксидных групп в основаниях на кислотные остатки. Они получаются в тех случаях, когда при взаимодействии кислоты с основа18
ниями количество взятой кислоты недостаточно для образования
средней соли:
Fe(OH)3 + H2SO4 = Fe(OH)SO4 + 2H2O.
Основная соль может быть образована только металлами,
степень окисления которых выше единицы, т. е. образующими
многокислотные основания.
Основные соли могут быть переведены в средние действием
той кислоты, кислотный остаток которой входит в состав соли:
Zn(OH)Cl + HCl = ZnCl2 + H2O.
Номенклатура солей.
Наиболее распространена международная номенклатура, которая построена на следующих принципах.
Наименование солей бескислородных кислот слагается из сочетания латинского или греческого названия элемента, образующего
кислоту с окончанием -ид и названия металла: NaCl – хлорид натрия,
AgBr – бромид серебра, CaS – сульфид кальция.
Для солей, образованных металлами с переменной степенью
окисления, последняя указывается в скобках:
FeCl3 – хлорид железа (III), FeCl2 – хлорид железа (II).
Названия солей кислородных кислот образуются от латинского названия кислотного остатка и названия металла, а латинское название кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом в случае максимальной степени окисления кислотообразующего элемента употребляется окончание -ат, а в случае низшей степени –
-ит. Например, соли азотной и серной кислот называются нитратами и сульфатами, а азотистой и сернистой, соответственно, нитритами и сульфитами: NaNO3 – нитрат натрия, NaNO2 – нитрит
натрия, Na2SO3 – сульфит натрия, Na2SO4 – сульфат.
Названия кислых солей составляются добавлением приставки гидро-, что указывает на наличие незамещенных атомов водорода. Если таких атомов несколько, их число обозначают грече19
скими числительными (ди, три и т. д.). Например, К2НРО4 – гидрофосфат калия, КН2РО4 – дигидрофосфат калия.
Наименование основных солей выводят из средних, применяя приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксидных групп. Если число гидроксидных групп в молекуле соли больше единицы, то их количество также указывается числительными (ди, три и т. д.). Так, Cr(OH)2NO3 – дигидроксонитрат
хрома, CrOH(NO3)2 – гидроксонитрат хрома.
На практике иногда используют старинные технические названия солей. Соли азотной кислоты и металлов натрия, калия, кальция
называют селитрами. Соли серной кислоты, содержащие кристаллизационную воду (CuSO4 ⋅ 5H2O; FeSO4 ⋅ 7H2O; Na2SO4 ⋅ 10H2O), – купоросами; Na2CO3 – содой; K2CO3 – поташом.
Составление формул солей. Выше было указано, что молекулы солей состоят из основных и кислотных остатков, связанных
друг с другом в строго определенных для каждого вещества отношениях. Как основные, так и кислотные остатки имеют определенную степень окисления, величина которой устанавливается
совершенно так же, как и для отдельных атомов.
Степень окисления основного остатка определяется числом
гидроксидных групп, отнятых от молекулы основания. Например,
Са(ОН)2 образует два основных остатка: Са2+ и СаОН+.
Степень окисления кислотного остатка определяется числом
атомов водорода, которые нужно отнять от молекулы кислоты
для его получения. Так, для двуосновной серной кислоты возможно существование двух кислотных остатков – SO42–, HSO4–.
Зная степень окисления основного и кислотного остатков,
можно составить формулу соли, используя правило, что произведение степени окисления основного остатка на число остатков
должно быть равно произведению степени окисления кислотного
остатка на число остатков, т. е. в целом молекула должна быть
электронейтральной. Пример: составить формулу сульфата калия.
Сульфаты – соли серной кислоты. Кислотный остаток SO4–2.
20
Металл калий образует положительный однозарядный ион. Воспользовавшись общим правилом составления формул, получим
формулу сульфата калия К2SO4.
Получение солей. Соли получают при химическом взаимодействии соединений различных классов и простых веществ.
Важнейшие способы получения солей.
1. Реакция нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
2. Взаимодействие кислот с основными оксидами:
H2CO3 + CaO = CaCO3 + H2O.
3. Взаимодействие кислот с солями:
H2S + CuCl2 = CuS + 2HCl.
4. Взаимодействие двух различных солей:
Na2SO4 + CuCl2 = 2NaCl + CuSO4.
5. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.
6. Взаимодействие щелочей с солями:
3KOH + FeCl3 = 3KCl + Fe(OH)3.
7. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:
CaO + SiO2 = CaSiO3.
8. Взаимодействие металлов с неметаллами:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3.
9. Взаимодействие металла с кислотами:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2.
10. Взаимодействие металлов с солями:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.
21
Химические свойства солей. Химические свойства солей
обусловливаются их отношением к металлам, кислотам и солям.
В табл. 2. приводятся названия некоторых важнейших кислот и солей.
Таблица 2
Названия некоторых важнейших кислот и солей
Кислота
Формула
HNO3
HNO2
H2SO4
H2SO3
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
CH3COOH
HСlO
HClO3
HСlO4
HCl
HF
HI
HBr
HCN
HCNS
H2S
H2СrO4
H2Сr2O7
HMnO4
Н3AsO4
H3BO3
22
Название
Азотная
Азотистая
Серная
Сернистая
Угольная
Кремниевая
Ортофосфорная
Уксусная
Хлорноватистая
Хлорноватая
Хлорная
Хлороводородная
Фтороводородная
Йодоводородная
Бромоводородная
Циановодородная
Родановодородная
Сероводородная
Хромовая
Дихромовая
Марганцевая
Мышьяковая
Борная
Кислотный остаток
Формула
NO3–
NO2–
SO42–
SO32–
CO32–
SiO32–
PO43–
CH3COO–
ClO–
ClO3–
ClO4–
Cl–
F–
I–
Br–
CN–
CNS–
S2–
CrO42–
Cr2O72–
MnO4–
AsO43–
BO33–
Название
Нитрат
Нитрит
Сульфат
Сульфит
Карбонат
Силикат
Фосфат
Ацетат
Хлорит
Хлорат
Перхлорат
Хлорид
Фторид
Йодид
Бромид
Цианид
Роданид
Сульфид
Хромат
Дихромат
Перманганат
Арсенат
Бораты
1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующий из растворов их солей:
Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg.
2. Соли взаимодействуют со щелочами:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.
3. Соли взаимодействуют с кислотами:
K2CO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + CO2.
4. Многие соли взаимодействуют между собой:
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl.
5. Соли вступают в реакцию гидролиза, т. е. взаимодействуют с водой:
NH4Cl + H2O = NH4OH + HCl.
Экспериментальная часть
Цель работы: На практике познакомиться со способами
получения и некоторыми свойствами классов неорганических соединений.
Задачи
1. Получить ряд оксидов путем разложения солей и гидроксидов, а также взаимодействием между солями и кислотами.
2. Установить характер оксидов на основе реакций взаимодействия их с водой, кислотами и щелочами.
3. Получить основные и амфотерные гидроксиды и подтвердить их характер на основе соответствующих реакций.
4. Получить искомую кислоту путем обменного взаимодействия между солью и другой кислотой. Испытать действие кислот
на металлы различной активности.
23
5. Получить кислую и основную соль и действием соответствующих реагентов перевести их в средние.
Оборудование и реактивы
Штатив с пробирками, микрошпатели, спиртовки, газоотводные трубки, стеклянные палочки, медная проволока, порошок
карбоната гидроксомеди, оксида кальция, оксида бора, оксида
меди (II), оксида цинка, порошок (стружки) магния, цинк гранулированный, кристаллы ацетата натрия (CH3COONa), карбонат
кальция.
Индикаторы: фенолфталеин, лакмус.
Растворы: дистиллированная вода, известковая вода, сульфат меди, щелочь 2 Н (NaOH или КОН), карбонат натрия, соляная
кислота (2 Н), серная кислота (2 Н), хлорид алюминия, азотная
кислота разбавленная, гидроксид кальция (насыщенный раствор),
фосфорная кислота разбавленная, сульфат кобальта (II).
Опыт 1. Получение оксидов
Разложение солей. В сухую пробирку насыпьте порошок
карбоната гидроксомеди (1/3 часть). Отметьте цвет соли. Закройте пробирку газоотводной трубкой и укрепите ее под небольшим
углом наклона в зажиме штатива. Опустите газоотводную трубку
в пробирку с известковой водой. Пробирку с (CuOH)2СО3 осторожно нагрейте в пламени спиртовки до получения черного порошка. Наблюдайте на холодных частях пробирки конденсацию
паров воды. Объясните происходящие процессы и выразите их
уравнениями химических реакций.
Разложение гидроксидов. Получите гидроксид меди взаимодействием 5 капель раствора сульфата меди с таким же количеством раствора щелочи. Отметьте цвет образующегося осадка.
Нагрейте пробирку до полного разложения гидроксида меди (II).
Что наблюдается? Запишите уравнения происходящих химических реакций.
Действие кислот на соли. В пробирку налейте 3–4 мл раст24
вора карбоната натрия (или возьмите микрошпателем сухую
соль), добавьте 4–5 мл соляной кислоты. Быстро закройте пробирку газоотводной трубкой и опустите ее в известковую воду.
Что вы наблюдаете? Дайте объяснение происходящим явлениям.
Запишите соответствующие уравнения химических реакций. Сделайте вывод о способах получения оксидов.
Опыт 2. Установление характера оксидов
Отношение оксидов к воде. Возьмите две пробирки, в одну
из них поместите немного оксида кальция, в другую – оксида бора (В2О3). К содержимому пробирки прилейте 1–2 мл воды. Затем
в пробирку с оксидом кальция прибавьте 1–2 капли раствора фенолфталеина, а с оксидом бора – раствора нейтрального лакмуса.
Отметьте изменение окраски в обеих пробирках. Чем оно вызвано? Составьте уравнения происходящих химических реакций.
Сделайте заключение о характере оксидов. Заполните табл. 3.
Таблица 3
Оксиды
Растворимость
в г/100 г воды
СаО
В2О3
0,12
–
CuO
нераств.
ZnO
1·10–4
Взаимодействие
с кислота- щелочами
ми
Характер
оксида
Взаимодействие с кислотами и щелочами. В одну пробирку с помощью микрошпателя поместите немного оксида меди
(II), в другую – оксида цинка. Добавьте в каждую из них 2–3 мл
серной кислоты (2 Н). Содержимое подогрейте. Отметьте цвет
растворов. Запишите уравнения реакций. Повторите опыт, только
вместо кислоты прилейте по 2–3 мл 30 % раствора щелочи (NaOH
или KOH). В какой пробирке наблюдается растворение осадка?
25
Какой из взятых оксидов взаимодействует со щелочью? Запишите
уравнения реакций, учитывая образование комплексного соединения Na2[Zn (OH)4].
Опыт 3. Получение и установление характера гидроксидов
Возьмите две пробирки, в одну из которых налейте 5–10 капель раствора сульфата меди (CuSO4), в другую – такое же количество хлорида алюминия (AlCl3). В каждую пробирку налейте
по каплям 2 Н раствор щелочи (NaOH) до появления осадка. В
каждой пробирке осадки разделите на две части. К одной прилейте 10–15 капель 2 Н раствора соляной кислоты, к другой – столько же 2 Н раствора щелочи. В каких пробирках происходит растворение осадков и почему? Выразите происходящие процессы
при помощи химических уравнений. Сделайте заключение о способах получения и характере образующихся гидроксидов. Результаты опыта запишите в табл. 4.
Таблица 4
Формула
соли
Формула полученного
гидроксида
Растворимость
гидроксида
в кислоте
в щелочи
Характер
гидроксида
Опыт 4. Получение и свойства кислот
– Поместите в пробирку немного кристаллов ацетата натрия
(СН3СООNa) и прибавьте несколько капель раствора Н2SO4 (2 Н).
Определите по запаху, какое вещество образуется. Составьте
уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.
– Поместите в пробирку кусочек карбоната кальция (CaCO3)
и по каплям приливайте к нему раствор соляной либо разбавленной (2 Н) азотной кислоты. Что наблюдается? Составьте уравнение реакции в ионной и молекулярной форме.
26
– Возьмите три пробирки. В одну из них поместите кусочек
магния, в другую – цинка, в третью – медную проволоку. В каждую пробирку прилейте небольшое количество 2 Н раствора соляной кислоты. При необходимости нагрейте содержимое пробирок. В каких случаях происходит химическая реакция? Напишите
уравнения реакций. Сделайте вывод о возможных способах получения кислот и некоторых их свойствах.
Опыт 5. Получение солей и их свойства
Получение кислых солей. Внесите в пробирку несколько
капель насыщенного раствора гидроксида кальция и прибавьте
к нему по каплям разбавленный раствор фосфорной кислоты. Отметьте цвет образовавшегося осадка средней соли. Прилейте
к осадку избыток фосфорной кислоты, перемешивая содержимое
пробирки палочкой. Почему растворяется осадок при добавлении
избытка кислоты? Составьте уравнения реакций образования
средней соли и превращения ее в кислую. Назовите кислую соль.
Получение основных солей. К раствору сульфата кобальта
(II) СоSO4 прилейте по каплям раствор гидроксида натрия
до появления синего осадка. Составьте уравнение реакции образования основной соли. Полученный осадок разделите на две части и поместите в пробирки. К одной порции добавьте раствор щелочи до изменения цвета осадка, к другой – раствор серной кислоты до его растворения. Отметьте цвет полученного осадка
и образовавшегося раствора. Составьте уравнения реакций превращения основной соли в основание Со(ОН)2 и в среднюю соль СоSO4.
Контрольные вопросы и задания
1. Написать формулы оксидов, соответствующих указанным
гидратным соединениям: H3BO3, H3PO4, H3AsO4, H2WO4. Назвать
оксиды.
27
2. Написать формулы оксидов, соответствующих следующим гидроксидам: KOH, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Sn(OH)4,
Si(OH)4.
3. Написать формулы кислотных остатков и кислотных оксидов, соответствующих следующим кислотам: H2SO3, H2SO4,
HСlO3, H2CrO4, H3PO4.
4. Какие из указанных веществ реагируют с гидроксидом
натрия: CaO, HNO3 CuSO4, Cd(OH)2, Zn(OH)2? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций.
5. Указать основные остатки и степень их окисления в следующих солях: Mg(OH)Cl; (CaOH)2CO3; CaCO3; ZnOHNO3;
[Al(OH)2]2SO4; Bi(OH) 2NO2.
6. Какие из перечисленных кислот образуют кислые соли:
HI, H2S, H2SiO3, H3PO4, HCl, H2CO3? Написать уравнения реакций
получения кислых солей.
7. Написать формулы следующих веществ: оксид олова (IV),
гидроксид свинца (II), дигидроксонитрат железа, гидросульфит
бария, бромид натрия, сульфид ртути (II).
8. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: ZnО, CO2, NH3, H2S, CuO, Mg(OH)2?
9. Осуществить следующие превращения: Mg → MgO →
Mg(OH)2 → MgOHCl →MgCl2 → Mg(OH)2 → MgO → Mg.
10. При помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения: S → SO2→ H2SO3 → K2SO3 → Na2SO3?
28
Cписок рекомендуемой литературы
1. Глинка, Н.Л. Общая химия / Н.Л. Глинка. – М: Интеграл-Пресс, 2003. – 727 с.
2. Карапетьянц, М.Х. Общая и неорганическая химия :
учебник для вузов / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин. – М.:
Химия, 2000. – 592 с.
3. Коровин, Н.В. Лабораторные работы по химии :
учеб. пособие для технич. направл. и спец. вузов / Н.В. Коровин, Э.И. Мингулина, Н.Г. Рыжова; под ред. Н.В. Коровина. – 4-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 2007. –
256 с.
29
30