Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

3. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с образованием соли и водорода (для всех кислот, кроме азотной и концентрированной серной):

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl = ZnCl₂  + H₂↑

4. Взаимодействие с солями (более сильные кислоты вытесняют менее сильные из растворов их солей):

H₂SO₄ + Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

Ряд кислот – каждая предыдущая кислота может  вытеснить из соли последующую:

             HNO₃

H₂SO₄    HCl   H₂SO₃   H₂СO₃   H₂S   H₂SiO₃

                    H₃PO₄

 

5. Растворы  кислот меняют цвета индикаторов  кислотности: лакмуса – с фиолетового на красный, метилового оранжевого – с оранжевого на розовый (при переходе от нейтральной среды к кислой).

       Остановимся чуть более подробно на понятии «сила  кислоты» (см. главу 16) и на зависимости  силы кислоты от строения.

       Мерой силы кислоты считают ее способность  к диссоциации с образованием  H⁺(Н₃О⁺).  Если кислотообразующий элемент проявляет несколько степеней окисления, то сила кислородосодержащий кислоты возрастает с увеличением степени окисления кислотообразующего элемента.

       Рассмотрим, например, ряд кислот  HClО – HСlО₂ – HСlО₃ – HСlО₄ (их структурные формулы приведены выше). При диссоциации этих кислот происходит разрыв связи Н-О, следовательно, чем прочнее связь, тем слабее кислота. Поскольку электроотрицательность кислорода выше, чем хлора, добавление каждого следующего атома О в структуре кислоты приводит к сдвигу электронной плотности связи Н-О в направлении от Н, и прочность этой связи уменьшается. Действительно, самой сильной кислотой в этом ряду является хлорная (–HСlО₄).

       Для бескислородных кислот сила кислоты  определяется прочностью связи Н-Э в растворе. Чем прочнее эта связь, тем слабее кислота. Следовательно, в ряду галогенводородных кислот самой сильной оказывается ионоводородная т.к. чем больше атомный радиус галогена, тем все более энергетически выгодным становится образование иона гидроксония:

       ННаl + H₂O ↔ H₃O⁺ + Hal ^–

       Специфические свойства кислот

1. Некоторые кислоты разлагаются при нагревании:

       H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

       H₂СO₃ → H₂O + CO₂↑

       (угольная  кислота существует только в  растворе)

2. Кислоты, образованные элементами в отрицательных и не высших положительных степенях окисления, проявляют востановительные свойства:

       H₂S + Cl₂ =2HCl + S↓

       4HCl + MnO₂  = MnCl₂ + Cl₂↑+ 2H₂O

3. Взаимодействие с неметаллами (только азотная и концентрированная серная кислота – сильные окислители):

       4HNO₃(конц.) + C → CO₂ + 4NO₂↑ + 2H₂O

       5HNO₃ + 3P → 3H₃PO₄  + 5NO₂↑

       C + 2H₂SO₄(конц.) = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

4. Взаимодействие с металлами серной кислоты (кроме Au, Pt, Os, Ta, Ir):
1. Металлы, стоящие в ряду напряжения до Н₂: 

H₂SO₄(разб.) + Me → Me²⁺SO₄ + H₂↑

2. Щелочные металлы:

H₂SO₄(конц.) + Me → Me²⁺SO₄ + S↓ (или H₂S↑) + H₂O

3. Щелочные металлы и Zn:

H₂SO₄(конц.) + Me → Me²⁺SO₄ + H₂S↑ (или SO₂↑) + H₂O

4. Тяжелые металлы (Pb, Cu, Ni, Zn, Cb, Co, Sb, Sn, Bi, Hg, Ag, Fe):

H₂SO₄(конц.) + Me → Me²⁺SO₄ + SO₂↑ + H₂O

5. Al, Co, Fe, Ni, Cr:

H₂SO₄ (70%) + Me → ^(SO₄)_n + SO₂↑ + H₂O

       6H₂SO₄ (70%) + 2Fe = Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

       H₂SO₄(конц.) + Me → ^(SO₄)_n + SO₂↑ + H₂O

       Al, Co, Fe, Ni, Cr на холоду с концентрированной серной кислотой не взаимодействует (холодная концентрированная кислота пассивирует эти металлы).

5. Взаимодействует с металлами азотной кислоты (кроме Au, Pt, Os, Ta, Ir):
1. Щелочные и щелочноземельные металлы:

       HNO₃(конц.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)_n + H₂O + NO₂

       HNO₃(разб.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)_n + NH₄NO₃ + H₂O

2. Тяжелые металлы и Fe:

       HNO₃(конц.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)_n + NO₂ + H₂O

       HNO₃(разб.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)_n + NO↑ + H₂O

       Железо  реагирует с концентрированной  азотной кислотой только при нагревании.

       6HNO₃(конц.) + Fe → Fe³⁺(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

       4HNO₃(разб.) + Fe → Fe³⁺(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

3. Mg, Ca, Zn:

       HNO₃(конц.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)₂ + NO (или NO_{2)+ H2}O

       HNO₃(разб.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)₂ + N₂O ₍или N_{2)+ H2}O

       HNO₃(оч.разб.) + Me →Meⁿ⁺(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

4. Al, Co, Ni, Cr на холоду с концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют.

 

       9.4 Основания (гидроксиды  металлов) 

       С точки зрения теории электролитической  диссоциации основаниями называют сложные вещества, при диссоциации  которых в водных растворах образуется в качестве анионов только гидроксид  – ионы ОН ^-.

       В состав оснований входят атомы металлов, соединенные с одной или несколькими  гидроксогруппами: NaOH, Al(OH)₃. 

       9.4.1. Номенклатура оснований 

       В соответствии с номенклатурой ИЮПАК  основания элементов называют гидроксидами с указанием степени окисления  элемента, если она переменная; например CuOH – гидроксид меди (1), Cu(OH)₂ – гидроксид меди (2).

       Основания принято делить на растворимые в  воде (щелочи) и нерастворимые в  воде, а также на основные и амфотерные.

       К растворимым в воде основаниям относятся  гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Cа(OH)₂ малорастворимый), а так же гидроксид аммония NH₄OH. Гидроксиды остальных металлов практически нерастворимы (Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Cr(OH)₂ и т.д.)

       К основным гидроксидам относят гидроксиды типичных металлов; они соответствуют  основным оксидам: LiOH, NaOH, Cа(OH)₂, Ва(OH)₂, Cu(OH)₂ , Fe(OH)₂.

       К амфотерным гидроксидам относят  гидроксиды, соответствующие амфотерным оксидам, таким, как Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Cr(OH)₃. Амфотерными свойствами обладают гидроксиды металлов с неярко выраженными металлическими свойствами (в периоде при движении слева направо уменьшаются основные свойства гидроксидов; амфотерные свойства – у гидроксидов металлов, находящихся между металлами и неметаллами). Чем выше степень окисления металла, тем более амфотерны свойства его гидроксида.

       9.4.2. Получение оснований 

       1. растворимые и нерастворимые  основания получают по реакции  обмена:

       Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄

       AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓ + 3NaCl

       Na₂CO₃ + Ba(OH)₂ = 2NaOH + BaCO₃↓

       2. растворимые основания получают  по реакции с водой щелочных  и щелочноземельных металлов  либо их оксидов:

       Li₂O + 2H₂O = 2LiOH + H₂↑

       2K+ 2H₂O = 2KOH + H₂↑

       CaO + H₂O = Ca(OH)₂

       3. в промышленности щелочи обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

       2NaCl + 2H₂O ^{электролиз}→ 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑ 

       9.3.3. Свойства оснований 

       1. все основания вступают в реакцию  с кислотами с образованием  соли и воды (реакция нейтрализации):

       2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O

       Mg(OH)₂ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

       2. щелочи взаимодействую с кислотными  и амфотерными оксидами:

       2KOH + SiO₂ = K₂SiO₃ + H₂O

        ZnO + 2NaOH    Na₂ZnO₂ + H₂O

       3. щелочи при сплавлении взаимодействуют  с амфотерными гидроксидами:

        Al(OH)₃  + NaOH    Na₂AlO₂ + 2H₂O

       4. растворы щелочей взаимодействуют  с некоторыми неметаллами (галогены, сера, кремний, белый фосфор):

       2KOH + Cl₂ ↔ KCl + KOCl+ H₂O (на холоду)

       2NaOH + Si + H₂O = Na₂SiO₃ + H₂↑

       6KOH + 3S = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

       5. нерастворимые основания разлагаются при нагревании до оксида и воды:

       Ca(OH)₂ ^t→ CaO + H₂O

       2Al(OH)₃ ^t→ Al₂O₃ + 3H₂O

       Щелочи  при нагревании не разлагаются.

6. Амфотерные основания реагируют с кислотными оксидами и с амфотерными оксидами:

       2Fe(OH)₃ + 3SO₃ ^t→ Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

7. Основания могут взаимодействовать с кислыми солями:

Ba(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ = BaCO₃↓ + CaCO₃↓ + 2H₂O

8. Щелочи вытесняют слабые основания (аммиак и амины) из их солей:

NH₄Cl + NaOH = NH₃↓ + NaCl + H₂O

9. Следует отметить так же, что растворы щелочей меняют цвета индикаторов кислотности (переход от нейтральной среды к щелочной):

Лакмуса Фенолфталеина Метилового оранжевого

С фиолетового  на синий С бесцветного  на малиновый С оранжевого на желтый

 

5. Соли

 

       Соли  – это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.

       В зависимости от соотношения количеств  кислоты и основания в реакциях нейтрализации могут образоваться различные по составу соли.

       В средних (нормальных) солях все атомы  водорода в молекулах кислоты  замещены на атомы металла (Na₂CO₃,  K₃PО₄ и т.д.).

       В кислых солях атомы водорода в  молекулах кислоты замещены атомами  металла частично (Na₂НCO₃,  K₃НPО₄ – они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты).

       В основных  солях группы ОН^- основания лишь частично заменены кислотными остатками (Mg(OH)Cl – получаются при избытке основания).

       Известны  также соли, которые образуются при  замещении атомов водорода в кислоте  атомами двух разных металлов (CaCO₃ ∙ MgCO₃ – доломит; Na₂KPO₄) – такие соли называют двойными. Встречаются также смешанные соли – в их составе один катион и два аниона.