I . Основы классификации неорганических соединений

 

Для удобства изучения данной темы представим классификацию в виде схемы 1 (см. приложение).

    Расшифруем данную схему.

I.1.Простые вещества

    Простые вещества состоят из одного химического элемента, т.е., атомов одного вида, и делятся на металлы и неметаллы. В Периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева металлы расположены в левом нижнем углу (элементы главных подгрупп), плюс к этим элементам все элементы побочных подгрупп (d-элементы) и все f-элементы – лантаноиды и актиноиды:

 

Li        Be                                            

                                                             Граница элементов главных

_____Al_______                                      подгрупп проходит через металлы

__                   \                             бериллий, алюминий, германий,

    ______Ge______                          сурьма, полоний

__                   \

________Sb____ _ d -элементы

__

_________Po___ /

  

Fr          

___________________

___________________ f -элементы

 

    Неметаллы расположены только в главных подгруппах Периодической таблицы, в правом верхнем углу, включая атом водорода:

H                         He

B                    Ne

 

                       Ar

                        

                             Kr

                           

                       Xe

                      At  Rn

 

I.2.Сложные вещества

     I.2.1. Оксиды – химические соединения, состоящие из двух разных элементов, один из которых кислород в степени окисления (-2).                    

           Несолеобразующие  оксиды – не соответствуют никаким гидроксидам (ни кислотным, ни основным, ни амфотерным) и не образуют солей.

       Солеобразующие  оксиды – соответствуют гидроксидам и образуют соли.

       Основные оксиды - оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 (иногда к ним относят некоторые оксиды, в которых находятся химические элементы в степени окисления +3: Bi₂O₃,  Fe₂O₃, однако основные свойства в них преобладают). Например, BaO, CaO, Li₂O, CuO, FeO и др.

       Кислотные оксиды - оксиды неметаллов и некоторых металлов, имеющих степень окисления от +4 и выше. Например: SO₃, CO₂, Mn₂O₇, N₂O₅ и др.

       Амфотерные оксиды – оксиды некоторых элементов со степенями окисления +2, +3, +4. Например, ZnO, Al₂O₃, GeO, PbO, PbO_2, Cr₂O₃, MnO₂ и др.

 

I.2.1.1. Номенклатура оксидов

        1. Строго по международной номенклатуре оксиды называют: «оксид элемента» с указанием степени окисления или валентности элемента. Например, SO₃ – оксид серы (VI) или оксид серы (+6). Если степень окисления или валентность непеременные (единичные), то в названии их опускают. Например, CaO – оксид кальция.

    Учитывая, что максимальная валентность азота в соединениях равна (IV), оксид азота N₂O₅ правильнее называть оксид азота (+5).

          Применительно к международной номенклатуре, можно давать названия с приставками, указывающими количество атомов кислорода (ди-, три-, тетра-, пента-): SO₂ – диоксид серы, Р₂О₅ – пентаоксид фосфора и т.д.

       2. Сохранилась в употреблении русская номенклатура с применением слова «окись». Например, N₂O₅ – полупятиокись азота (учитывая число атомов кислорода, приходящихся на один атом азота), СО₂ – двуокись углерода, ОsО₄ – четырехокись осьмия.

       3. Тривиальные названия имеют только некоторые оксиды, например, СО₂ – углекислый газ; СО – угарный газ; N₂O – «веселящий газ»; F₃O₄ – железная окалина.

       4. Для кислотных оксидов применимо название, как ангидрида кислоты.

Например, Р₂О₅ - фосфорный ангидрид или ангидрид фосфорной кислоты.       

 

1.2.1.2. Физические свойства: газы (CO₂), твердые (P₂O₅), окрашенные (Cu₂O), с запахом (SO₂), без запаха (NO), бесцветные или белые (СaO, CO₂), растворимые в воде (CaO, K₂O, SO₂ и др.), нерастворимые в воде (CuO, SiO₂)

                                                                                                            

1.2.1.3. Получение:

 1) окисление (горением простых веществ):

            S + O₂ à SO_2,                                                                                                                                      

2 Ca + O₂ à 2CaO;

2)  горение сложных веществ:

СН₄ + 2О₂ à CO₂ + 2H₂O;

3)  разложение солей (t ⁰C)

СaCO₃ à CO₂ + CaO; 

4) разложение твердых оснований с валентностью > I (t ⁰C):

    Cu(OH)₂ à CuO + H₂O;  

5) разложение некоторых кислот (t ⁰C):

    H₂SiO₃ à SiO₂ + H₂O;

6) при окислении соответствующего металла оксидом другого менее активного металла (t ⁰C):

    2Al + Cr₂O₃ à 2Cr + Al₂O₃;

7) при окислении низших оксидов и разложении высших (t ⁰C):

    2SO₂ + O₂ à 2SO₃ +Q

    4CrO₃ à 2Cr₂O₃ + 3O₂;

 

1.2.1.4.  Химические свойства:

 

Основные	Кислотные
1. С водой СaO + H2O = Ca(OH)2 ↓ основание	1. С водой SO2 + H2O = H2SO3  кислота
2. C кислотами СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O соль + вода	3. С основаниями SO2 +2NaOH = Na2SO3+ H2Oсоль+ вода
3. Друг с                                                    Сa O +	другом SO2 = CaSO3 соль

 

 Амфотерные оксиды

 

-реагируют со щелочами и кислотами, образуя соль и воду:

Al₂O₃ + 3H₂SO₄  = Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂O

Al₂ O₃ + 2NaOH  = 2 NaAlO₂ + H₂O; 

                            метаалюминат

натрия          

 -с водой не взаимодействуют.

            

     I.2.2.   Гидроксиды – сложные вещества, в которых элемент связан с группами «ОН» (гидроксо – или гидроксильными). Их можно рассматривать, как продукты взаимодействия соответствующих оксидов с водой при допущении, что эти оксиды с ней взаимодействуют.

                                                                           Н – О

                                                                                         \

          СО₂ + Н₂О  à H₂CO₃                                      C = O

                                                                                         /

                                                                                H – О

             

         Na₂O + H₂O à Na₂O₂H₂ (2 NaOH)            Na – O – H

 

                                                                            Н – О

                                                                                         \

          SiО₂ + Н₂О  à H₂SiO₃                                     Si = O

                                                                                         /

                                                                                H – О

                                                                                    

                                                                                          Н – О

                                                                                              \

          P₂ О₅ + 3Н₂О  à H₆P₂ O₈  (3 H₃PO₄)              H – O -   P = O

                                                                                               /

                                                                                      H – О

 

                                                                          O - H

                                                                        /

         FeO + H₂O à FeO₂H₂ (Fe(OH)₂)      Fe

                                                                        \

                                                                         O – H

        Как видно из структурных формул с элементом могут быть связаны и 

- ОН (гидроксогруппы) и = О (оксогруппы).

Общая формула гидроксидов Э(ОН) _n O_m

Н → О O

         \ //

H → O- Э::: (O) 

      ∙ | \\

(НО) ∙ O O

           |

           H         

Чем больше оксогрупп (=О) и чем выше (более положительная) степень окисления определяющего химического элемента, тем слабее химическая связь между атомами водорода и кислорода, электроны сдвигаются к кислороду связи ОН и такое вещество диссоциирует, как кислота - с отрывом катиона водорода.

Сравним строение фосфорной и хлорной кислот:

 

Н – О                                                             O

       \+5                                            +7 //

H – O - P = O                             Н – О – Cl = O

       /                                                  \\

H – О                                                       O

 

  Согласно сказанному выше связь О – Н слабее в хлорной кислоте и этот гидроксид, как кислота, самый сильный в ряду химических элементов III периода.

 

I.2.2.1.  Кислоты - сложные вещества, которые состоят из катиона водорода и кислотного остатка, т.е., при диссоциации в качестве катионов образуют только катионы водорода Н⁺.

 Они делятся на кислородосодержащие - кислотные гидроксиды и на бескислородные. По числу атомов водорода - на одноосновные и многоосновные.

 

I.2.2.1.1.  Физические свойства кислот:

1) жидкие (серная, хлорная);

2) твердые (фосфорная, борная);

3) летучие (сероводородная, соляная);

4) некоторые имеют запах (сероводородная);

5) некоторые имеют цвет (хромовая H₂CrO₄ - желтый раствор);

6) тяжелее воды (при приготовлении растворов следуй правилу: «Не лей воду в кислоту!»);

7) кислый вкус;

8) разъедают растительные и животные ткани.

 

I.2.2.1.2.  Получение:

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃ ;

2) взаимодействие некоторых простых веществ с водородом с Cl₂, Br₂ на свету:

H₂ + Cl₂ = 2 HCl (c Br₂, S, I₂);

3) взаимодействие соли с кислотами (кислота менее летучая и более

сильная, чем та, которая образует реагирующую соль):

                     t

2NaCl + H₂SO₄  = Na₂SO₄ + 2 HCl ^↑ (см. в приложении ряд силы                                                            кислот);

    ^{ТВ.          конц.                                        газ}

  

I.2.2.1.3.  Химические свойства кислот:

взаимодействие с металлами:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂ ^↑;    

взаимодействие с основными оксидами:

СaO + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O;

взаимодействиеие со щелочами и нерастворимыми основаниями:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O;

взаимодействие с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2 H₂O;

взаимодействие с солями:

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂;

                                                                                                        

Цвет индикаторов в кислой среде:

лакмус – красный

  метилоранж – розовый

  метиловый красный - красный;     

Кислоты, содержащие элементы 3,4,5 групп дают мета- и орто – кислоты.

Мета кислоты содержат на одну молекулу воды меньше, чем ортокислоты:

    НВО₂ и Н₃ВО_3, НAlО₂ и Н₃AlО₃ , НPО₃ и Н₃PО₄

Кислоты 6, 7 групп метакислот не имеют.                                                     

 

    I.2.2.2.    Основания (основные гидроксиды):  

     Гидроксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (исключая цинк и бериллий, свинец, олово), проявляют основные свойства и при диссоцииации в качестве аниона образуют только гидроксид-анион (О-Н группу).

Например, гидроксид натрия, гидроксид меди (+2 или II)

                                           _{· ·}

NaOH: Na)))• · O· (H

                                         ^{· ·}

           R_Na           R_H

И у атома натрия, и у атома водорода на внешнем уровне по одному электрону. Связь с ядрами разная в силу неодинаковой удаленности от них электронов: у натрия радиус атома больше, и этот электрон менее прочно связан с ядром, чем у водорода. При диссоциации отрывается гидроксид - анион ОН^-.

Таким образом,   основания это – сложные вещества, содержащие положительно заряженные ионы металлов (или аммония) и одну или несколько гидроксо- групп, или, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксогруппы.

В называниях оснований сохраняется слово «гидроксид», а затем добавляется: «такого-то металла» с указанием валентности или степени окисления.

По числу гидроксогрупп основания делятся на однокислотные, двухкислотные:

(КОН,  Cu(OH)₂).

   

  I.2.2.2.1. Физические свойства оснований: твердые вещества белые (NaOH, Ba(OH)₂) или окрашенные (Сu(OH)₂, Ni(OH)₂);   Щелочи – растворимые в воде основания

(NaOH, Ba(OH)₂.) Нерастворимые в воде основания - Fe(OH)₂, Cr(OH)₂ и др.

Особо надо сказать о гидроксиде аммония: NH₄OH. Это вещество растворимо в воде, но более правильное его называние - раствор аммиака в воде: NH₃ · H₂O. Процесс растворения происходит за счет образования водородных связей

между атомами азота аммиака и атомами водорода воды, или - атомами кислорода воды и атомами водорода аммиака.

 

    I.2.2.2.2. Получение оснований:

 1) при взаимодействии основных оксидов с водой получают щелочи:

СaO + H₂O = Ca(OH)₂;

2) взаимодействие щелочных (Na, K) и щелочноземельных (Ca, Ba) металлов с водой:         

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂^↑;

3) действие щелочей на растворимые соли:

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄;               

  Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ ↓+ 2NaOH;

 

 I.2.2.2.3. Химические свойства:  

-нерастворимых оснований:

1) взаимодействуют с кислотами:

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O;

2) разлагаются при нагревании:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O;

-щелочей:

1) с кислотными оксидами:

 SO₂ +2 NaOH =Na₂SO₃ + H₂O;

2) с амфотерными оксидами:

Al₂ O₃ + 2NaOH = 2 NaAlO₂ + H₂O; 

 3) с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (р-ция нейтрализации);

3)  взаимодействие с солями:

 2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ ↓+ Na₂SO₄;

4) с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al):

 Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂  + H₂;

5) индикаторы в щелочной среде:

а) фенолфталеин – малиновый

б) тимолфталеин – синий

в) метилоранж – желтый

г) лакмус – синий;

6) щелочи взаимодействуют со многими органическими веществами, например, омыляют жиры;

7) разъедают ткани и называются едкими (едкий натр);

8) гидроксиды ртути (II) и серебра (I) разлагаются в момент получения:

а) Hg(OH)₂ = HgO + H₂O;

б) 2 AgOH = Ag₂O + H₂O

 

     I.2.2.3.    Амфотерные гидроксиды - химические соединения, состоящие из металла, связанного с гидроксогруппой (степени окисления и валентности металлов в основном +3 и +4, за исключением гидроксида цинка и бериллия - +2).

Такие соединения взаимодействуют и с кислотами и с основаниями, то есть, проявляют кислотно - основную двойственность (амфотерность).

 

                                                               H₂O

Zn(OH)₂ = H ₂ZnO₂;    Al(OH)₃ = H₃AlO₃ 

                                        ортоалюминиевая    HAlO₂

                                                 кислота  метаалюминиевая

                                                                                              кислота

I.2.2.3.1. Химические свойства амфотерных гидроксидов:

 

1) с кислотами: Zn(OH)₂ + 2HCl  = ZnCl₂ + H₂O;

2) со щелочами: Zn(OН)₂ + 2 NaOH  = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

                                                                 цинкат натрия

 

 

ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

 

Пример 1. Назовите оксиды: а) SnO₂; б) Аl₂O₃; в) N₂O₃

Решение и ответ:

   а) степень окисления олова в данном оксиде +4. SnO₂ - оксид олова (IV);

б) степень окисления алюминия +3 - постоянная. Аl₂O₃  - оксид алюминия;

в) степень окисления азота в оксиде +3. N₂O₃  - оксид азота (III).

 

Задание 1. Назовите оксиды: а) SO₃; б) ZnO; в) Cr₂O₃

 

  Пример 2. Укажите xapaктep (основной, кислотный,

                     амфотерный) оксидов: а) SO ₂;5) MgO; в) Sn О₂; г) Re₂О₇;

                     д) СO.

Решение:

  а) SО₂ - оксид неметалла,  кислотный, соответствует сернистой кислоте;

  б) MgO - оксид элемента главной подгруппы II группы,  основной;    

  в) SnO₂ -  амфотерный;

 г) Re₂О₇ - высший оксид (высшая степень окисления рения) элемента

                    элемента побочной подгруппы, кислотный;                         

  д) СO - несолеобразующий оксид.

 

  Задание 2.  Укажите характер оксидов: а) SO₃; б) Аl₂O₃;

                      в) CrO₃ (d-элемент в высшей степени окисления);

                г) MnО₂ (d-элемент в средней степени окисления);

        д) СаO.

 

  Пример 3. Какие гидроксиды - кислоты, основания или амфотерные гидроксиды образуют в реакции с водой: а) оксид натрия; 5) оксид углерода (IY); в) оксид олова (II)?

 .  Решение:

   Основным оксидам соответствуют гидроксиды - ­основания, кислотным оксидам - кислоты, амфотерным оксидам -  ­амфотерные гидроксиды.

а) оксид натрия Na ₂О - основной, следовательно, в реакuии с водой образует оc- нованuе(растворимое в воде):

                      Na ₂O + Н₂О = 2NaOH;

б) оксид углерода (IV) CО₂ -  кислотный, следовательно, в реакuии с водой образует  кислоту: 

                      СO₂ + Н₂О = H₂СО₃;

в) оксид олова (II) SnО -  амфотерный, следовательно, в реакuию с водой  не вступает, а соответствующий ему амфотерный гидроксид получают косвенным путем.

 

Задание  3. Какие гидроксиды - кислоты, основания или амфотерные гидроксиды образуют в реакции с водой: а) оксид серы (IV); б) оксид бария; в) оксид цинка?

Пример 4.   Какие оксиды  вступают в реакцию с соляной кислотой - HCl: а) С uO; б) SiO; в) BeO?

    Решение:      

а) оксид меди (II) CuО - основной, следовательно, в реакuии с кислотой образует соль и воду:

                      CuO + 2НCl = CuCl₂ + H₂O;

     б) оксид кремния (IV) SiО₂ -  кислотный, следовательно, в реакцию с кислотой  не вступает;

     в) оксид берилия BeО -  амфотерный, следовательно, в реакuии с кислотой  образует соль и воду:

                         BeO + 2НCl = BeCl₂ + H₂O.

 

Пример 5.   Какие оксиды  вступают в реакцию с гидроксидом натрия - NaOH:  а) FeO; б) SO ₂; в) Al ₂ O ₃?

 .   Решение:      

      а) оксид меди (II) CuО - основной, следовательно, в реакцию со щелочью не вступает;   

      б) оксид серы (IV) SО₂ -  кислотный, следовательно, в реакцию со щелочью вступает и образует соль и воду:

                         SО₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O;

      в) оксид  алюминия Al₂O₃ -  амфотерный, следовательно, в реакuии со щелочью образует соль и воду:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2Na AlO₂ + H₂O.

 

Задание 4. Какие из оксидов могут взаимодействовать с азотной

кислотой: а) оксид хрома (VI); б) оксид бария; в) оксид цинка?

 

Задание 5. Какие из оксидов могут взаимодействовать с основанием-

KOH: а) оксид хрома (VI); б) оксид бария; в) оксид  берилия?

 

Задание 6. Какие из оксидов могут взаимодействовать с  оксидом

кальция: а) MgO; б) CO ₂; в) Al ₂ O ₃?

 

Пример 6.    Составьте формулы гидроксидов, соответствующих оксидам: а) FeO; б) SO ₂; в) Al ₂ O ₃?

 .    Решение:      

      а) оксид железа (II) FeО - основной, следовательно, соответствующий гидроксид - основание, в формуле число гидроксогрупп (ОН) равно валентности металла (II) или степени окисления (+2); формула гидроксида - основания Fe(OH)₂;

       б) оксид серы (IV) SО₂ -  кислотный, следовательно,  соответствующий гидроксид - кислота:

                         SО₂ +  H₂O    = Н₂SO₃;  

       в) оксид алюминия  -  амфотерный, следовательно, соответствующий гидроксид - амфотерен. Амфотерные гидроксиды, чаще, записывают в форме оснований - Аl(OH)₃.

                              

         Пример 7.    Составьте формулы а) гидроксида хрома(+3); б) фосфорной кислоты

       Решение:      

       а) гидроксид хрома (+3) - амфотереный, формула Cr(ОН)₃;  кислотная ортоформа - H₃CrO₃ и метаформа (с меньшим содержанием воды) - HCrO₂;

       б)  Данное название кислоты (- ная) соответствует максимальной валентности (степени окисления) фосфора (+5). Формулу кислоты можно вывести:

                      1) P ₂О₅ +  H₂O    = 2НPO₃  - метафосфорная кислота

                              P ₂О₅ +  3H₂O    = 2Н ₃ PO₄  - ортофосфорная кислота;       

 

    2) общая условная формула гидроксида фосфора Р(ОН)₅ ; при     последующем постепенном вычитании двух молекул воды получаются ортофосфорная и метафосфорная кислота, соответственно.

 

 Пример 8.     В реакциях, с какими веществами проявляется амфотерный характер гидроксидов?

 

      Решение:    Амфотерность проявляется в их способности реагировать и с кислотами и с основаниями.

 

Задание 7.  Составьте формулы: а) гидроксида марганца (+2);

б) хлорной кислоты (с высшей степенью окисления хлора); в) гидроксида свинца (+4) и его кислотных орто- и метаформ.

    Задание 8.   В какой из реакций гидроксид олова (+2) проявляет свойства кислоты:     

Sn(OH)₂ + 2HCl  = SnCl₂ + H₂O

Sn(OН)₂ + 2 NaOH = Na₂SnO₂ + 2H₂O?

 

I.2.3. Соли – это соединения, которые состоят из основных и кислотных

остатков. (Из атомов металла или аммониевой групп, связанных с кисл. ост.)

    Так, например, соль Na₂SO₄  состоит из основного остатка - катиона металла Na⁺ и кислотного остатка - SO₄^2- .

По химическому составу различают средние (нормальные), кислые, основные соли. Существуют более сложные соли: двойные, смешанные и комплексные.  

 

I.2.3.1. Средние или нормальные соли - продукты полного замещения катионов водорода в кислоте катионами металла и полного замещения гидроксогрупп основания анионами кислотного остатка. Диссоциируют в водных растворах на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Согласно традиционной номенклатуре названия солей кислородосодержащих кислот составляют следующим образом: к корню латинского названия центрального атома добавляют окончание -ат (при высшей степени окисления кислотообразующего элемента) или -ит (для более низкой степени окисления) и далее остаток от основания в родительном падеже. Например, Na₂SO₄ - сульфат натрия, Na₂SO₃ - сульфит натрия. Если химический элемент образует более двух кислот, то к названию кислотного остатка добавляется приставка пер-  и окончание -ат (при высшей степени окисления кислотообразующего элемента) либо приставка гипо- и окончание -ит (для более низкой степени окисления).  

Например, NaClO₄ и KMnO₄ - перхлорат натрия и перманганат калия, соответственно; NaClO -  гипохлорит натрия.

В названиях солей бескислородных кислот к корню латинского названия неметалла добавляют суффикс -ид и русское название металла: KI - иодид калия, СaS - сульфид кальция.

 

I.2.3.1.1. Получение средних солей

Взаимодействием:

1) - металлов с неметаллами:

  2 K+Cl₂ =2KCl;

2) - металлов с кислотами:

  а) Mg+ 2HCl  = MgCl₂ + H₂ ^↑     

  б) 3Cu + 8HNO₃  = 3Cu(NO₃) + 2NO +4H₂O

                 разб.

         Сu⁰ –2e =Cu⁺²    3 восстановитель, окисление

      N⁺⁵ +3e =N⁺²    2 окислитель, восстановление;         

3) - металлов с солями:

Сu + HgCl₂ = CuCl₂ + Hg;

4) - основных оксидов с кислотными оксидами: CaO + SO₃ = CaSO₄;

5) - основных оксидов с кислотами: CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O;

6) - кислотного оксида со щелочью: СO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O;

7) - кислоты со щелочью: NaOH + HCl = NaCl + H₂O

      (реакция нейтрализации);

8) - кислоты с солью: СuCl₂ + H₂S = CuS _↓+ 2HCl;

9) - соли со щелочью: FeCl₃  + 3KOH = 3KCl + Fe(OH)_{3 ↓};

    10) - соли с солью: NaCl + AgNO₃  =AgCl _↓ + NaNO₃

    11) - металла со щелочью (Al, Zn и подобные):Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ +H₂;

    12) - галогена со щелочью: Сl₂ + 2NaOH = KCl +KClO + H₂O;

 

I.2.3.1.2. Химические свойства

Взаимодействие:

1) с основаниями: CuSO₄ +2NaOH = Cu(OH)₂ ↓ +Na₂SO₄;

2) с кислотами: ВaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ ↓+ 2HCl;

3) с металлами: Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu;

4) с другой солью: NaCl + AgNO₃ = Ag Cl ↓+ NaNO₃;

 

   I.2.3.2. Кислые соли – продукты неполного замещения атомов (катионов) водорода в кислоте атомами (катионами) металла. Их образуют многоосновные кислоты, например:

H₃PO₄ - фосфорная кислота      NaH₂PO₄ - натрия дигидрофосфат

   Na₂HPO₄ - натрия гидрофосфат

 

Количество кислых солей на единицу меньше основности кислоты.

В названии кислой соли атом (ион) водорода обозначают приставкой гидро-, а количество их, связанных с остатком кислоты - префиксом ди- (моно-  упускается), например: NaНCO₃ - гидрокарбонат натрия, NaH₂PO₄ - дигидрофосфат или дигидроортофосфат натрия.

 

I. 2.3.2.1. Получение

Взаимодействием

1) кислоты со средней солью этой же кислоты: H₂SO₄ + Na₂SO₄ = 2 NaHSO₄;

2) избытка кислоты с основаниями: H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O;

3) избытка кислотного оксида со щелочью: CO₂ + NaOH =NaHCO₃

или с солью той же кислоты: СO₂ + Na₂CO₃ + H₂O = 2NaHCO₃;

4) средней соли многоосновной кислоты с более сильной кислотой, взятой       в недостатке:

                         Na₃PO₄ + 2HCl  = NaH₂PO₄ + 2NaCl

                              Na₃PO₄ + HCl  = Na₂HPO₄  + NaCl;     

I.2.3.2. Основные соли – это производные многокислотных оснований, продукты неполного замещения гидроксогрупп основания анионами кислотного остатка.

Количество основных солей на единицу меньше кислотности основания.

Al(OH)₃ - гидроксид алюминия,  Al(OH)₂Cl- дигидроксоалюминия хлорид,

AlOHCl₂ –хлорид гидроксоалюминия

В названии основной соли гидроксогруппу обозначают приставкой гидроксо-, а количество гидроксогрупп, связанных с атомом (ионом) металла - префиксом ди- (моно-  опускается), например: CuOНNO₃ - гидроксо нитрат меди (II) или меди (II) гидроксонитрат; (Fe(OH)₂)₂SO₄ - дигидроксосульфат железа (III).  

 

I.2.3.2.1. Получение основных солей:

Взаимодействием

1)  избытка  многокислотного основания с кислотой:

  Ba(OH)₂ + HCl = (BaOH) Cl + H₂O;

          изб.                           гидроксохлорид бария

2)  соли многокислотного основания с недостатком щелочи:

2СuSO₄ + 2NaOH = (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄;

                             недост.     гидроксосульфат меди (II)

 

В реакциях с кислотами основные соли и в реакциях со щелочами кислые соли образуют средние соли:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄  = CuSO₄ + 2H₂O

Na₂HPO₄ + 2 HCl = 2 NaCl + H₃PO₄

 

ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Пример 1.  Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы гидроксидом кальция - Ca(OH)₂  и сернистой кислотой - H₂SO₃

Решение и ответ:

  Возможные основные остатки - Ca²⁺ и CaOH^-, и кислотные остатки - SO₃^2- и HSO₃^-. Сочетая (комбинируя) катионы и анионы и вычитая молекулы воды, которые можно выделить по меньшему количеству H или OH, приходим к выводу, что существует три соли:

а) Ca²⁺ и SO₃^2-, получаем Ca SO₃ - сульфит кальция - средняя соль

б) Ca OH ^- и H SO₃^- , убираем молекулу воды, остается тоже Ca SO₃ 

  в) Ca²⁺ и HSO₃^- , получаем Ca(НSO₃)₂ - гидросульфит кальция - кислая соль;

г) CaOH^-  и SO₃^2-, получаем (CaOH)₂ SO₃ - гидроксосульфит кальция - основная соль.

Задание 1.  Составьте формулы всех солей, которые могут быть образованы гидроксидом кальция - Fe(OH)₂  и ортофосфорной кислотой.

    Пример 2.  Составьте формулы: а) карбоната хрома (+3); б) гидросульфата бария; в) дигидроксосульфита алюминия (или сульфита дигидроксоалюминия)

Решение

    а)  Сr ³⁺ и CO₃^2- - ион хрома и двухзарядный (двухвалентный) остаток угольной кислоты - карбонат-анион. Составляем формулу, учитывая валентности:Сr₂(CO₃)₃;

  б)  Ba²⁺ и анион, в котором с сульфат-ионом связан один катион водорода HSO₄^-. Составляем формулу: Ba(HSO₄)₂

  в)  катион, в котором ион алюминия Al³⁺ связан с двумя гидроксогруппами OH^-  т.е., Al(OH)₂⁺ и анион SO₃^2-.  Составляем формулу, учитывая валентности (заряды) этих двух ионов: (Al(OH)₂)₂ SO₃.

   Задание 2.  Составьте формулы солей: а) дигидрофосфата меди (+2);

б) нитрата кобальта (+3); в) гидроксохлорида железа (+3).

    Пример 3.   В реакциях между какими веществами возможно образование кислых солей: a) С u (OH)₂ + H ₃ AsO ₄; б) K ₂ SO ₃ + H ₂ SO ₃; в) С a (OH)₂ + HNO ₃; г) Ba (OH)₂ + CO ₂ (изб.).

    Решение

     а)  в реакции нейтрализации между данной многоосновной кислотой и основанием при условии избытка кислоты образуются кислые соли:

Сu(OH)₂ + H₃AsO₄= СuHAsO₄ + 2H₂O

                               гидроарсенат меди (II)

 

              или  Сu(OH)₂ + 2H₃AsO₄= Сu(H ₂AsO₄)₂ + 2H₂O;

                                              дигидроарсенат меди (II) 

    б)  в реакции между многоосновной кислотой и ее средней солью образуется кислая соль:

                        K₂SO₃ + H₂SO₃ = 2 KНSO₃;

    в) при взаимодействии одноосновной кислоты с основанием образуется только средняя соль, а кислая не образуется;

    г) в реакции между основанием и кислотным оксидом многоосновной кислоты, взятым в избытке, образуется кислая соль:

                              Ba(OH)₂ + 2CO₂ = Ba(HCO₃)₂ 

                            Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃+H₂O;

Задание 3. В реакциях,  между какими веществами возможно образование кислых солей: a) Na ₂ S + H ₂ S; б) KOH + H ₃ PO ₄; в) Al (OH)₃+ HBr; г) NaOH + SO ₂ (изб.)

     Пример 4.   Допишите уравнение реакции, не изменяя коэффициенты:        2FeSO₄ + 2 NaOH =

     Решение:

     В задачах такого типа подразумевается ответ на вопрос: «какой тип соли образуется - основная или средняя?» или «- кислая или средняя?». В данном случае должен быть дан ответ на первый вопрос, так как в реакции участвуют средняя соль и щелочь. Нужно решить: в избытке или в недостатке взята щелочь.

Для этого запишем уравнение получения средней соли и затем сравним коэффициенты:

FeSO₄ + 2 NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Здесь соотношение соли и щелочи 1:2, тогда как в условии задачи это соотношение составляет 2:2 или 1:1, то есть, щелочь взята в недостатке по сравнению с первым уравнением:

2FeSO₄ + 2 NaOH = (FeOH)₂ SO₄ ↓+ Na₂SO₄

 

Задание 3 ¹. Допишите уравнения реакций, не изменяя коэффициенты:

а) С r (OH)₃ + H ₂ S =; б) Ni (OH)₂ + H ₃ AsO ₄ =; в) MgCl ₂ + KOH =;

г) С a₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ =; д) Fe(OH)₃ + 2HCl =; p е) Al(OH)₂NO₃ + HNO₃ =

*Помните, что в реакциях с участием кислоты нужно выделить катионы водорода и гидроксид-анионы (смотри пример № 1) и выделить   максимально возможное количество молекул воды в качестве одного из продуктов.

 

Задание 4. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

а) H₂S à KHS à K₂S à KHS à H₂S

б) Ba à BaO à Ba(OH)₂ à (BaOH)₂SO₄ à BaSO₄  

*для избавления от катионов водорода     или гидроксогрупп (полной нейтрализации) добавляйте, соответственно щелочь или кислоты.

в) S à SO₂ à NaHSO₃ à Na₂SO₃ à CaSO₃ à SO₂ à SO₃ à H₂SO₄

 

I.2.3.3. Смешанные соли: - содержат остатки разных кислот, например: CaOCl₂  -хлорид, гипохлорит кальция Сa - Сl

                                                      OCl

I.2.3.4. Двойные соли: - содержат катионы разных металлов: KAl(SO₄)₂ – сульфат калия алюминия

 

I.2.3.5. Комплексные соли: К₃[Al(OH)₄] – калия тетрагидроксоалюминат вещества особого состава и строения, относятся к классу комплексных соединений.

II. КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИН