Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 01 Мая 2012 в 17:29, лекция

Описание работы

В настоящее время известно более 10 миллионов различных веществ. Классификация их, т.е. объединение в группы или классы, обладающие сходными свойствами, позволяет систематизировать знания о веществах и облегчает изучение веществ. Знание того, к какому классу принадлежит то или иное вещество, позволяет прогнозировать его физические и химические свойства.

Скачать архив (124.20 Кб) Сколько стоит заказать работу?
Файлы: 1 файл

химия.docx

— 127.22 Кб (Скачать файл)
    1. 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↑

    1. 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

 

    1. 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)

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

       H2S + Cl2 =2HCl + S↓

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

    1. 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

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

    H2SO4(разб.) + Me → Me2+SO4 + H2↑

    1. Щелочные металлы:

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

    1. Щелочные металлы и Zn:

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

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

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

    1. 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).

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

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

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

    1. 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

    1. Mg, Ca, Zn:

       HNO3(конц.) + Me →Men+(NO3)2 + NO (или NO2)+ H2O

       HNO3(разб.) + Me →Men+(NO3)2 + N2O (или N2)+ H2O

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

    1. 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.

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

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

    1. Основания могут взаимодействовать с кислыми солями:

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

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

    NH4Cl + NaOH = NH3↓ + NaCl + H2O

    1. 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


 
    1. 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.

Информация о работе Классификация и номенклатура простых и сложных веществ