Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Кислотными оксидами. Основные оксиды образуют металлы с невысокой сте-
пенью окисления: +1 (как в Na2O), +2 (как в СаО), иногда +3. Например, Na2O, CaO - основные оксиды и их характерные свойства иллюстрируются следующими реакциями: Na2O+SO3=Na2SO4 - реакция с кислотным оксидом SO3; CaO+2HCl=CaCl2+H2O - реакция с соляной кислотой HCl. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов 2 ) способны реагировать с водой, образуя соответствующее основание. Например, СаО+Н2О=Са(ОН)2. Кислотные оксиды в противоположность основным реагируют с носителями основных свойств: с основаниями и основными оксидами. Например, для оксида фосфора (V) как для кислотного оксида характерны следующие реакции:
1)Степень окисления-это формальный электрический заряд, который имеет атом в соединении. Перераспределение электрических зарядов между атомами соединения происходит в результате оттягивания электронов от одних атомов другими. Поскольку изначально каждый атом электронейтрален, а электрон-отрицательно заряженная частица, атом, от которого электроны оттягиваются, приобретает избыточный положительный заряд, а атом, оттягивающий на себя электроны - отрицательный. Соответственно, в первом случае степень окисления положительна по знаку, во втором – отрицательна. 2) Щелочными называют металлы главной подгруппы первой группы периодической системы (металлы IA – группы); к щелочноземельным относят три металла главной подгруппы второй группы (IIA – группы): Ca, Sr, Ba.
Р2О5+3К2О=2К3РО4 - реакция с основным оксидом калия К2О; Р2О5+3Са(ОН)2=Са3(РО4)2+3Н2О - реакция с основанием Са(ОН)2. Кислотными оксидами являются оксиды неметаллов, а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5 и выше). Например, оксиды Р2О5, СО2, SO3 - кислотные, т.к. они образованы неметаллическими элементами; кислотный характер оксида хрома (VI) CrO3 обусловлен тем, что степень окисления металлического элемента -хрома в нём равна +6. Почти все кислотные оксиды неметаллов могут вступать во взаимодействие с водой, образуя кислоту. Например, Р2О5+3Н2О=2Н3РО4. Фосфорная кислота Н3РО4, а также любая другая кислота, явно или формально могут рассматриваться как результат соединения соответствующего кислотного оксида с водой. По этой причине все кислотные оксиды принято называть ангидридами кислот. Пример. Ангидриды кислот. Р2О5 – ангидрид фосфорной кислоты Н3РО4;
SO2 – ангидрид сернистой кислоты H2SO3; CrO3 – ангидрид хромовой кислоты H2CrO4. Амфотерные оксиды способны проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов. Они образуются металлами с промежуточной степенью окисления: +4, +3, иногда +2. Пример. Амфотерные оксиды металлов. TiO2 – оксид титана (IV); Al2O3 – оксид алюминия; ZnO – оксид цинка. Химические свойства амфотерных оксидов можно проиллюстрировать следующими реакциями амфотерного оксида алюминия: Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O - проявление основных свойств; Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O - проявление кислотных свойств3). Кислоты. Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса кислотамина зывают вещества, которые в водных растворах диссоциируют (распадаются на на ионы), образуя ионы водорода Н+. Например, из уравнений диссоциации серной кислоты Н2SO4=2H++SO42- и соляной кислоты HCl=H++Cl- видно, что в обоих случаях образуются ионы водорода; сопутствующий отрицательно заряженный ион (анион) кислоты принято называть кислотным остатком. По химическому составу кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты).Название бескислородной кислоты образуетсяиз русского названия кислотного остатка с окончанием “o”, затем следует слово “водород” c cуффиксом “н(ая)” и, наконец, слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота 4), HCN – циановодородная кислота. Название оксокислоты начинается с прилагательного, образованного из корня русского названия кислотообразующего элемента и суффикса, зависящего от степени окисления элемента5): для высшей степени окисления кислотообразующего элемента используется суффиксы “н(ая)”, “ов(ая)”, “ев(ая)”; по мере понижения степени окисления ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ 3) Если реакция протекает в водном растворе, образуется не средняя соль NaAlO2, а комплексное соединение - тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4] – согласно уравнению: Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]. 4) Для некоторых веществ принято использовать традиционные названия. Так, HCl – хлороводородная кислота – называется обычно соляной кислотой.
5) Максимальная степень окисления элемента для большинства элементов численно равна номеру группы в периодической системе.
суффиксы меняются в последовательности “оват(ая)”, затем “ист(ая)”6) и, наконец, “оватист(ая)”. Пример. Названия кислот. H2SO45) – сер ная кислота; H2SO36) – серн истая кислота; H3AsO45) – мышьяк овая кислота; H3AsO36) – мышьяков истая кислота; H4GeO45) – германи евая кислота; HClO45) – хлор ная кислота; HClO3 – хлорн оватая кислота; HClO2 – хлор истая кислота; HClO – хлорн оватистая кислота. В том случае, когда две кислоты одного и того же элемента с одной и той же степенью окисления различаются количеством атомов кислорода, к названию кислоты с большим числом атомов кислорода добавляется префикс “орто”, а к названию кислоты с меньшим числом атомов кислорода – префикс “мета”. Например, Н3ВО3 – ортоборная кислота, а НВО2 – метаборная кислота. По способности к диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые. Сильные кислоты, как и все сильные электролиты, диссоциируют на ионы полностью, слабые – частично. Из числа бескислородных кислот к сильным относятсятолько три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты – слабые. Среди оксокислот к сильным относятся кислоты, в которых степень окисления кислотообразующегоэлемента равна +6 и выше (исключение - азотная кислота HNO3). Например, серная кислота H2SO4, где степень окисления кислотообразующего элемента – серы – равна +6 – сильная, а сернистая кислота H2SO3 с тем же кислото- образующим элементом, но имеющим степень окисления, равную +4 – слабая. Из довольно многочисленного класса кислот наибольшую важность имеюткислоты неметаллических кислотообразующих элементов, такие как HNO3, H2SO4, H3PO4, HCl. Простейшим способом получения этих кислот является непосредственноесоединение соответствующего оксида с водой: N2O5+H20=2HNO3; SO3+H2O=H2SO4; P2O5+3H2O=2H3PO4. Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Общим для всех кислот химическим свойством является способность к взаимодействию с носителями основных свойств – с основными оксидами и с основаниями. Пример. Химические свойства кислот. H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H207); 2HCl+CaO=CaCl2+H20. Вышеприведенные реакции представляют собой реакции обмена, в которых ионы Н+ кислот замещаются катионами металлов. Количество ионов водорода,способных замещаться в кислоте на другие катионы, определяет её основность. Так, HCl – одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная, H4GeO4 – четырёхосновная. Для большинства кислот типичными также являются реакции вытеснения из них водорода металлами 8). Например, 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2. __________________________________________________________________________ 6 ) Если элемент образует только две кислоты, в названии кислоты с низшей степенью окисления кислотообразующего элемента всегда используется суффикс “ист(ая)”. 7 ) Реакции кислот с основаниями называются реакциями нейтрализации. 8 ) Вытеснять водород из кислот способны только металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода.
Практически все металлы (за исключением благородных) реагируют сокисляющими кислотами – азотной и серной концентрированной. При этом, вытеснения.водорода не происходит, а образуется продукт восстановления кислотного остатка Кислоты. Пример. Взаимодействие окисляющих кислот с металлами.
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O; 3Zn+4H2SO4(конц.)=3ZnSO4+S+4H2O. Основания. По Аррениусу основания – это вещества, при диссоциации которыхобразуются гидроксид-ионы ОН-. Например, при диссоциации гидроксидов калия и бария образуются ионы: КОН=К++ОН-; Ва(ОН)2=Ва2++2ОН-. Название основания складывается из слова “гидроксид” и названия катиона. Если катионом является ион металла, способный проявлять переменную степень окисления, в конце названия основания в скобках римской цифрой указывается значение степени окисления металла. Пример. Названия оснований. NaOH – гидроксид натрия; NH4OH – гидроксид аммония; Ca(OH)2 – гидроксид кальция; Fe(OH)2 – гидроксид железа (II); Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
|
|||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-22; просмотров: 223; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.145.183.137 (0.016 с.) |