Химия (стр. 1 )

Министерство образования Российской Федерации

Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный технологический институт (Технический университет)

-

Кафедра неорганической химии

Химия

пособие для слушателей малого факультета СПбГТИ(ТУ)

Санкт-Петербург

2006

УДК 546(07)

Химия. Пособие для слушателей Малого факультета СПбГТИ(ТУ): Учебн. Пособие/СПб:СПбГТИ, 2006. – 107 с.

Рассмотрены вопросы номенклатуры и написания формул неорганических соединений. Изложены принципы составления уравнений химических реакций ионного обмена и окисления-восстанвления.. Разобраны способы решения типовых и конкурсных задач по химии. В пособие включено большое количество примеров и задач, предлагавшихся на вступительных экзаменах в 2000¸2006 г. г. СПбГТИ(ТУ).

Предназначено для слушателей Малого факультета СПбГТИ(ТУ), а также абитуриентов, сдающих вступительный экзамен по химии в СПбГТИ(ТУ).

Библиогр. 5 назв.

Рецензенты:

док. хим. наук, зав. кафедрой биотехнологических процессов

,

канд. хим. наук, доц. кафедры неорганической химии

Утверждено на заседании учебно-методической комиссии Химического отделения СПбГТИ(ТУ) 20.03.2006

Рекомендовано к изданию РИСо СПбГТИ(ТУ)

ПРЕДИСЛОВИЕ

Книга написана в соответствии с примерной учебной программой по химии для школьников, занимающихся на Малом факультете СПбГТИ(ТУ), подготовительных курсах и готовящихся к вступительному экзамену по химии. Кроме того, оно может быть полезно при подготовке к олимпиадам для школьников по химии. В первой части пособия изложены правила номенклатуры неорганических веществ, их классификация, разобраны способы написания эмпирических и графических формул оксидов, гидроксидов и солей. Во второй части рассмотрены реакции ионного обмена в растворах электролитов и окислительно-восстановительные реакции. Особое внимание уделено правильному написанию уравнений реакций с участием многоосновных кислот и их солей, с участием солей амфотерных гидроксидов, гидолиза солей. Для окислительно-восстановительных реакций подробно описаны методы расстановки стехиометрических коэффициентов. В третьей части кратко изложены основные химические понятия, необходимые для решения расчётных задач, разобраны примеры решения типовых и конкурсных задач. Каждый раздел пособия сопровождается заданиями и задачами для самостоятельного решения.

Автор благодарен профессору , профессору и доценту за полезные советы и замечания, позволившие улучшить содержание пособия.

1.  КЛАССИФИКАЦИЯ И НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

В настоящее время известно несколько сотен тысяч неорганических веществ. Для ориентации в таком многообразии вещества подразделяют на классы и группы, а для составления их названий приняты правила, которые представляют собой химическую номенклатуру. Различают традиционную номенклатуру, которая основана на исторически сложившимся химическом языке в России, и рациональную номенклатуру, которая базируется на правилах Международного Союза теоретической и прикладной химии (IUPAC), адаптированных к русскому языку. По этим правилам получаются так называемые систематические названия веществ, которые отражают состав каждого из них.

В основе названий химических веществ лежат названия химических элементов. У каждого элемента есть свой символ из одной или двух букв соответствующих их латинскому названию. Например, «водород» – Н (Hydrogenium), «натрий» – Na (Natrium), «железо» – Fe (Ferrum), «фосфор» – P (Phosphorus), «мышьяк» – As (Arsenicum). Следует отметить, что русские названия элементов не всегда совпадают с латинскими. При построении названий веществ используются корни как русских, так и латинских названий элементов. Ниже приведены примеры корней от латинских названий элементов:

О – окс Н – гидр С – карб или карбон

Sb – стиб As – арсен Si – сил или силик

Sn – стан Pb – плюмб S – сульф или тио

Fe – ферр Hg – меркур N – нитр

Mg – магн Mn – манган Na – натр

1.1 ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА

Простые вещества состоят из атомов одного и того же элемента. При составлении названий простых веществ обычно применяют русские названия элементов:

натрий – Na аргон – Ar хлор – Cl2

кислород – O2 азот – N2 железо – Fe

Как видно из примеров, формула вещества изображается символом соответствующего элемента с указанием в подстрочном индексе числа его атомов (цифра 1 не пишется).

Для некоторых простых веществ используются специальные названия:

графит – Cгр алмаз – Сал озон – O3 белый фосфор – P4 сера ромбическая – S8

В ряде случаев, когда важно точно и однозначно указать вещество используются систематические названия. Например, словом «кислород» обозначают и название химического элемента (О) и простого вещества – молекулярного кислорода (О2). Чтобы избежать путаницы, рекомендуется использовать систематические названия веществ.

Систематическое название вещества складывается из числовой приставки, указывающей число атомов элемента и названия элемента:

О2 – дикислород О3 – трикислород N2 – диазот

Р4 – тетрафосфор S8 – октасера

1.2 СЛОЖНЫЕ ВЕЩЕСТВА

Сложные вещества состоят из атомов различных химических элементов. При написании их эмпирических формул, также в названиях используется понятие степень окисления элемента.

Под степенью окисления понимают формальный заряд атома в соединении. Этот заряд вычисляется из предположения, что сложное вещество состоит из простых ионов положительного и отрицательного заряда.

Знак формального заряда атома в соединении определяется относительной электроотрицательностью элемента. Так в двухэлементных (бинарных) соединениях наиболее электроотрицательному элементу приписывают знак «–», а менее электроотрицательному – знак «+» (Ряд относительной электроотрицательности элементов приводится в справочном «Приложении»).

Примеры:

K+Cl–, H+F–, Na+H–, B+3N–3, Ca+2O–2, O+2F2–.

При написании эмпирических формул двухэлементных веществ на первое место ставят менее электроотрицательный элемент, а на второе – более электроотрицательный, например, NaBr, HCl, H2O, CCl4, CaH2, GaAs, OF2. Исключениями являются формулы соединений азота и фосфора с водородом: NH3, PH3. Такой же порядок элементов сохраняется в формулах многоэлементных катионов и анионов:

H3O+, CO32–, SO42–, исключение – NH4+, РН4+, ОН–.

Степени окисления элемента являются важнейшей его характеристикой, поэтому их необходимо помнить. Для элементов главных подгрупп Периодической таблицы узнать степени окисления можно по положению элемента в таблице.

Элементы I, II и III групп имеют единственные степени окисления – положительные и равные номеру группы, например:

К – (+1), Са – (+2), Al – (+3)

Элементы IV, V и VI групп кроме высшей положительной степени окисления, равной номеру группы, имеют промежуточную степень окисления, на две единицы меньшую высшей степени окисления, и низшую отрицательную, равную (№группы – 8).

Элементы VII группы имеют все нечётные степени окисления от +7 до –1. Например, хлор – (+7), (+5), (+3), (+1) и (–1).

Примеры:

В соответствии с изложенными правилами

элемент IV группы Si имеет степени окисления (+4), (+2) и (–4);

элемент V группы As – (+5), (+3) и (–3);

элемент VI группы S – (+6), (+4) и (–2).

Исключения из правил составляют водород, фтор, кислород, азот и фосфор, имеющие степени окисления:

Н – обычно (+1), но в соединениях с металлами (–1),

F – только (–1),

О – обычно (–2), в пероксидах (–1) и в соединении с F – (+2),

N – наряду с (+5), (+3) и (–3) имеет (+4), (+2), (+1), (–1), (–2),

Р – наряду с (+5), (+3) и (–3), имеет (+1).

Для важнейших элементов побочных подгрупп отметим наиболее характерные степени окисления:

I группа: Cu – (+1), (+2)

Ag – (+1)

Au – (+1), (+3)

II группа: Zn – (+2)

Cd – (+2)

Hg – (+2), (+1)

VI группа: Сr – (+6), (+3), (+2)

VII группа: Mn – (+7), (+6), (+4), (+2)

VIII группа: Fe, Co, Ni – (+2), (+3).

Существуют определённые правила определения степеней окисления элементов в конкретных соединениях.

I.  Степени окисления элементов в простых веществах равны нулю.

II.  Степень окисления элемента в простом ионе равна заряду иона.

Например, в ионе Fe3+ степень окисления железа (+3),

а в ионе S2– степень окисления серы равна (–2).

III. Сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав сложного вещества, равна нулю.

Например, в К2S2O7 сумма всех степеней окисления равна

(+1)´2 + (+6)´2 + (–2)´7 = 2 + 12 – 14 = 0

IV. Сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду иона.

Например, в SO42– сумма степеней окисления атома серы и четырёх атомов кислорода равна

(+6)´1 + (–2)´4 = –2

и совпадает с зарядом иона.

V. Некоторые элементы в большинстве своих соединений проявляют одну и ту же степень окисления.

Такие элементы используются в качестве эталонных при определении степеней окисления других элементов. К эталонным можно отнести следующие элементы:

Li, Na, K, Rb, Cs – (+1)

H – (+1) за исключением гидридов металлов

Be, Mg, Ca, Sr, Ba – (+2)

Al, In, Ga – (+3)

F – (–1)

Cl, Br, I – (–1) если галоген не связан с кислородом или более электроотрицательным галогеном

О – (–2) за исключением пероксидов и фторидов

Пример: Какова степень окисления титана в TiF4?

Р е ш е н и е. У фтора степень окисления всегда равна (–1), поэтому

(Степень окисления Ti) + (–1)´4 = 0,

откуда степень окисления титана равна (+4).

Пример: Какова степень окисления фосфора в Na4P2O7?

Р е ш е н и е. У натрия единственная степень окисления (+1), а у кислорода наиболее вероятная степень окисления (–2), поэтому

(+1)´4 + (степень окисления Р)´2 + (–2)´7 = 0,

откуда степень окисления фосфора (+5), что соответствует его высшей степени окисления.

Пример: Какова степень окисления олова в [Sn(OH)6]2–?

Р е ш е н и е. Заряд ОН-группы равен ((–2) + (+1)) = –1, поэтому

(степень окисления Sn) + (–1)´6 = –2,

откуда степень окисления олова равна (+4).

Контрольные вопросы 1.1

Каковы степени окисления элементов в следующих молекулах и ионах:

1.  NO, N2O3, NO2, HNO2, N2O5, NO3–;

2.  KMnO4, MnO42–, MnO4–, MnO2, MnSO4, Mn3(PO4)2;

3.  SbH3, Sb2O3, HSbO2, Na3SbO4, [SbCl6]3–, [Sb(OH)6]3–;

4.  CrO3, CrO42–, H2Cr2O7, CrO2–;

5.  NaClO, Ba(ClO2)2, ClO3–, Fe(ClO4)3, ClF, CrO2Cl2.

БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Бинарные соединения состоят из двух видов атомов. Их эмпирические формулы записываются следующим образом. Вначале определяются степени окисления элементов (из названия вещества или по приведённым выше правилам). На второе место в формуле ставится более электроотрицательный элемент (исключение – соединения азота и фосфора с водородом). Число атомов каждого элемента определяют из условия электронейтральности молекулы, и эти числа записывают в виде нижних индексов у символов элементов.

Пример: Какова эмпирическая формула соединения бария с хлором?

Р е ш е н и е. Согласно ряду относительной электро-отрицательности хлор более электроотрицательный элемент и в соединении будет иметь заряд «–«, а барий – заряд «+». Поскольку у хлора единственная отрицательная степень окисления (–1), а у бария единственная степень окисления (+2), то заряд соединения будет равен 0 только при соединении одного атома бария с двумя атомами хлора:

Ba+2Cl2–1 ––––® BaCl2 .

Пример: Какова эмпирическая формула соединения висмута с кислородом, если степень окисления кислорода (–2)?

Р е ш е н и е. Поскольку у кислорода отрицательная степень окисления, то у висмута она должна быть положительной. У висмута, как элемента главной подгруппы V группы две положительные степени окисления – (+3) и (+5), следовательно, можно написать две формулы соединений:

Bi2+3O3–2 –® Bi2O3 и Bi2+5O5–2 –® Bi2O5.

Название бинарного соединения состоит из двух слов – названия электроотрицательного элемента в именительном падеже и названия электроположительного элемента в родительном падеже.

Название электроотрицательной части строится из корня от латинского названия элемента и суффикса «ид»: для О – оксид, N – нитрид, Cl – хлорид, S – сульфид, Н – гидрид, С – карбид и т. д. Название электроположительной части строится из русского названия элемента.

Примеры наименования некоторых бинарных соединений:

ВаО – оксид бария BN – нитрид бора

LiH – гидрид лития SiC – карбид кремния

Если электроположительный элемент имеет несколько степеней окисления, то в названии прямо или косвенно она обозначается. В этом случае допускаются два варианта названий. В первом варианте указывается степень окисления элемента:

FeCl2 – хлорид железа(+2) FeCl3 – хлорид железа(+3)

SnO2 – оксид олова(+4) SnO – оксид олова(+2)

Во втором варианте используются числовые приставки:

FeCl2 – дихлорид железа FeCl3 –трихлорид железа

SnO2 – диоксид олова SnO – монооксид олова

Некоторые смешанные и многоядерные оксиды можно назвать только по второму варианту:

Fe3O4 – тетраоксид трижелеза (смешанный оксид Fe+2 и Fe+3),

P4O10 – декаоксид тетрафосфора

Для ряда бинарных соединений водорода используются традиционные названия:

CH4 – метан, SiH4 – силан, GeH4 – герман

NH3 – аммиак, РН3 – фосфин, AsH3 – арсин, SbH3 – стибин

Н2О – вода, H2S – сероводород, H2Se – селеноводород

HF – фтороводород, HCl – хлороводород,

HBr – бромоводород, HI – иодоводород

Водные растворы HF, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te являются кислотами, поэтому их называют с добавлением к традиционному названию слова «кислота», например:

HF – фтороводородная кислота,

HCl – хлороводородная кислота,

H2Se – селеноводородная кислота

Следует отметить, что для растворов HF и HCl в основном используют исторические названия – «плавиковая кислота» и «соляная кислота» соответственно.

Оксиды

Оксидами называют бинарные соединения кислорода, в которых он проявляет степень окисления (–2).

Эмпирические формулы оксидов и номенклатура рассмотрены в разделе «бинарные соединения». Рассмотрим изображение графических формул. В графических формулах отражается не только качественный и количественный состав соединения, но и порядок соединения атомов в соединении, а также число химических связей между атомами. Для определения числа химических связей необходимо знать валентность элемента.

Под валентностью элемента понимают число электронных пар, которые соединяют атом элемента с другими атомами. В графических формулах связывающую электронную пару обозначают валентным штрихом « –– » . Валентность элемента в соединении в большинстве случаев совпадает с численным значением степени окисления элемента. Поэтому степень окисления элемента помогает при изображении графических формул. Так как в оксидах кислород имеет степень окисления (–2), то его валентность равна 2, при этом атом кислорода с другими атомами может образовывать двойные связи и одинарные связи. В последнем случае атом кислорода выполняет роль мостика между атомами другого элемента.

Примеры графических формул оксида свинца(+4) и оксида мышьяка(+3):

PbO2 ® Pb+4O2–2 ® O=Pb=O

As2O3 ® As2+3O3–2 ® O=As–O–As=O

Следует помнить, что в оксидах атомы кислорода не бывают связаны друг с другом, а атомы второго элемента, как правило, связаны через кислородный мостик.

Оксиды делятся на две группы – солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующих оксидов немного – это СО, SiO, N2O и NO. Солеобразующие оксиды по характеру реакций солеобразования подразделяют на основные оксиды, кислотные оксиды и амфотерные оксиды.

Основные оксиды вступают в реакции солеобразования с кислотными оксидами и кислотами.

Пример: Основной характер оксида кальция подтверждается реакциями

CaO + CO2 Þ CaCO3

CaO + H2SO4 Þ CaSO4 + H2O.

Кислотные оксиды вступают в реакции солеобразования с основными оксидами и основаниями.

Пример: Кислотный характер оксида серы(+6) подтверждается реакциями.

SO3 + MgO Þ MgSO4

SO3 + 2NaOH Þ Na2SO4 + H2O.

Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных и кислотных оксидов, т. е. вступают в реакции солеобразования с кислотными и основными оксидами, а также с кислотами и основаниями.

Пример: Амфотерный характер оксида цинка можно подтвердить следующим набором реакций:

ZnO + SO3 Þ ZnSO4

ZnO + 2HNO3 Þ Zn(NO3)2 + H2O,

ZnO + CaO Þ CaZnO2

ZnO + 2NaOH расплав Þ Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH раствор + H2O Þ Na2[Zn(OH)4].

Следует отметить, что реакции оксидов с водой не доказывают характер оксида. Во-первых, большинство оксидов с водой не взаимодействует, во-вторых, при взаимодействии с водой образуются гидроксиды, характер которых необходимо доказывать реакциями солеобразования.

Характер оксидов большинства элементов можно определить, руководствуясь следующими правилами.

I.  Элементы-неметаллы образуют только кислотные оксиды.

Элементы-неметаллы располагаются в Периодической системе в главных подгруппах на диагонали B–Si–As–Te–At и правее её. Таким образом, к неметаллам относят 22 элемента. Остальные элементы относят к металлам.

II.  Элементы-металлы в высоких степенях окисления (+8, +7, +6, +5) образуют только кислотные оксиды.

III.  Металлы в степени окисления (+1) образуют только основные оксиды.

IV.  Оксиды металлов в степенях окисления (+2) и (+3) могут быть основными и амфотерными, а в степени окисления (+4) – амфотерными и кислотными.

V.  С уменьшением степени окисления металла от высшей к низшей характер его оксидов изменяется от кислотного к основному, при этом кислотные и основные оксиды разделяют оксиды амфотерные

Пример: Изменение свойств оксидов марганца в зависимости от его степени окисления:

Стенпень окисления	Формула оксида	Характер оксида
+7	Mn2O7	Кислотный
+6	MnO3	Кислотный
+4	MnO2	Амфотерный
+2	MnO	Основной

Применение указанных правил для определения характера оксидов МО2, М2О3 и МО существенно облегчается, если известны амфотерные оксиды элемента. Для запоминания амфотерных оксидов полезна следующая информация.

Элементы главных подгрупп расположенные на ломаной линии Be–Al–Ge–Sn–Pb имеют оксиды только амфотерного характера. Элементы расположенные рядом с этой линией – Ga, In и Sb имеют амфотерные оксиды – Ga2O3, In2O3 и Sb2O3.

Для элементов побочных подгрупп необходимо запомнить следующие амфотерные оксиды:

Au2O3 ZnO Cr2O3 MnO2.

У некоторых элементов существуют смешанные оксиды, в которых атомы элемента находятся в двух степенях окисления, например, Fe3O4 (Fe+2,+3), Pb3O4, Pb2O3 (Pb+2,+4) и др.. Среди кислотных оксидов следует отметить смешанные ангидриды. В последних элемент имеет неустойчивую степень окисления, поэтому реакции солеобразования сопровождаются окислительно-восстановительными превращениями с образованием двух солей, в которых элемент приобретает ближайшие устойчивые степени окисления, например:

2N+4O2 + 2KOH Þ KN+3O2 + KN+5O3 + H2O

2Cl+6O3 + 2KOH Þ KCl+5O3 + KCl+7O4 + H2O.

Контрольные вопросы 1.2

1.  Напишите эмпирические и графические формулы всех оксидов Ca, Si, Fe, Sb, S, Cr и Sn. Назовите оксиды и укажите их характер.

2.  Напишите уравнения реакций доказывающих характер следующих оксидов: K2O, BeO, Al2O3, GeO2, Bi2O3, Bi2O5, Ag2O, Cl2O7.

Пероксиды

Соединения, содержащие кислород в степени окисления (–1), называют пероксидами. В этой степени окисления два атома кислорода образуют пероксо-группу [–O–O–], где кислород двухвалентен. Формулу пероксида можно записать исходя из формулы оксида, произведя замену кислорода О–2 на пероксо-группу О22–.

Пример: Написать эмпирическую и графическую формулу пероксида калия.

Р е ш е н и е: В фомуле оксида натрия вместо атома кислорода подставляем пероксо-группу

Na2O –––® Na2O2; Na–O–Na ––® Na–O–O–Na

Называют пероксиды по правилам номенклатуры бинарных соединений: Na2O2 – пероксид натрия, ВаО2 – пероксид бария.

ГИДРОКСИДЫ

Гидроксиды – это вещества, которые можно рассматривать как продукты соединения оксидов с водой. Многие гидроксиды так и получают, например:

CaO + H2O Þ Ca(OH)2

P2O5 + 3H2O Þ 2H3PO4.

Однако большинство гидроксидов с водой не реагируют и образуются только косвенным путём, например в реакциях обмена:

FeCl2 + 2NaOH Þ Fe(OH)2 + 2NaCl

Na2SnO3 + 2HNO3 Þ H2SnO3 + 2NaNO3.

Состав гидроксидов можно записать общей формулой – mЭхОу×nН2О, где m и n – целые и дробные числа.

Являясь производными оксидов, гидроксиды также подразделяются по характеру реакций солеобразования на три группы – основания, кислоты и амфотерные гидроксиды. Важно отметить, что характер гидроксида и соответствующего ему оксида совпадают.

Гидроксиды, вступающие в реакции солеобразования с кислотами и кислотными оксидами относят, к основаниям:

Fe(OH)2 + H2SO4 Þ FeSO4 + 2H2O

2NaOH + SO2 Þ Na2SO3 + H2O.

Эмпирические формулы оснований получаются добавлением справа от символа металла ОН-групп в количестве равном степени окисления металла.

Примеры:

К+ОН Fe+2(OH)2 Bi+3(OH)3

При изображении графических формул оснований следует учитывать, что ОН-группы соединяются с атомом металла через кислород.

Примеры:

AgOH ® Ag–O–H Cu(OH)2 ® H–O–Cu–O–H

Номенклатура оснований проста и подобна номенклатуре бинарных соединений с той разницей, что электроотрицательной частицей является не атом, а сложный ион ОН–, который в этом случае имеет название гидроксид.

Примеры:

КОН – гидроксид калия CuOH – гидроксид меди(+1)

Cu(OH)2 – гидроксид меди(+2) Bi(OH)3 – гидроксид висмута(+3)

Mg(OH)2 – гидроксид магния La(OH)3 – гидроксид лантана

Гидроксиды, вступающие в реакции солеобразования с основаниями и основными оксидами, относят к кислотам. Эту группу гидроксидов правильнее называть оксокислотами:

HNO3 + NaOH Þ NaNO3 + H2O

H2SO4 + MgO Þ Mg(OH)2 + H2O.

Написание эмпирических формул оксокислот вызывает определённые сложности. Причина в том, что многие из них имеют несколько гидратных форм отличающихся соотношением n и m (mЭхОу×nН2О), т. е. формальным содержанием воды. Различают мономерные формы – мета - и орто-, димерные и полимерные формы кислот.

Метаформа кислоты содержит минимальное число ОН-групп – одну или две. Формулу метаформы кислоты можно получить, сложив формулу оксида с формулой воды.

Примеры:

Формулу метаформы кислоты кремния(+4) получаем по алгоритму:

SiO2 + H2O = H2SiO3.

Метаформу кислоты фосфора(+5) получаем следующим образом:

Р2О5 + Н2О = Н2Р2О6,

В получившейся формуле численные индексы нужно сократить в два раза:

Н2Р2О6 : 2 = НРО3.

Ортоформа кислоты содержит ОН-групп больше, чем метаформа. Её формулу можно вывести, прибавив к формуле метаформы формулу воды.

Примеры:

Формулу ортоформы кислоты кремния(+4) получаем по алгоритму:

H2SiO3 + H2O = H4SiO4.

Аналогично выводим формулу ортоформы кислоты фосфора(+5):

HPO3 + H2O = H3PO4.

В димерной форме кислоты (диформа) содержится два атома кислотообразующего элемента. Обычно димерные кислоты получаются в реакциях поликонденсации мономеров с отщеплением воды. Эту реакцию можно использовать в качестве алгоритма вывода формул дикислот. Для этого из удвоенной формулы мономера, содержащего 2 или 3 атома водорода, вычитают формулу воды.

Примеры:

Формулу диформы кислоты кремния(+4) выводим исходя из метаформы:

2´H2SiO3 – H2O = H2Si2O5.

Формулу диформы кислоты фосфора(+5) нужно выводить из ортоформы кислоты:

2´Н3РО4 – Н2О = Н4Р2О7.

Изображение графических формул кислот следует начинать с атома кислотообразующего элемента, вокруг которого располагают атомы кислорода. Затем атомы кислорода соединяют с атомом элемента одинарными связями. Если атомов кислорода меньше, чем валентность центрального атома, то избыточные валентные штрихи направляют от атома элемента на атомы кислорода, делая связи двойными. К другим атомам кислорода присоединяют одинарными связями атомы водорода.

Примеры:

H3PO4 H4SiO4

В графических формулах дикислот два атома кислотообразующего элемента соединяют кислородным мостиком, а оставшиеся атомы кислорода распределяют поровну между атомами кислотообразующего элемента. Далее поступают так же, как и в случае мономеров.

Примеры:

H2Si2O5 H4P2O7

Номенклатура оксокислот. К кислотам применяется традиционная номенклатура, правила которой максимально адаптированы к русскому языку:

I.  В названии кислоты используется русское название кислотообразующего элемента.

II.  Названия кислот с максимальной степенью окисления кислотообразующего элемента имеют окончания «-ная», «-овая» или «-евая».

Примеры:

H2C+4O3 – угольная кислота, H2Cr+6O4 – хромовая кислота, H4Si+4O4 – ортокремневая кислота.

III.  Если кислотообразующий элемент имеет промежуточную степень окисления, то в название добавляется суффикс «-ист-».

Примеры:

HN+3O2 – азотистая кислота, H2S+4O3 – сернистая кислота.

IV.  Если у кислотообразующего элемента несколько промежуточных степеней окисления, то в название кислот низшей степени окисления добавляется дополнительный суффикс «-оват-». Также поступают для кислот, где степень окисления элемента близка к высшей.

Пример:

В случае оксокислот хлора это правило выполняется в полном объёме:

HCl+7O4 – хлорная кислота,

HCl+5O3 – хлорноватая кислота,

HCl+3O2 – хлористая кислота,

HClO – хлорноватистая кислота.

V.  Гидратные формы кислот указываются приставками «мета», «орто», «ди» и др.

Примеры:

HPO3 – метафосфорная кислота,

H3PO4 – ортофосфорная кислота,

Н4Р2О7 – дифосфорная кислота,

Н5Р3О10 – трифосфорная кислота.

Следует отметить, что у ряда элементов – С, N, Cl, Br, I – не

существует димерных форм кислот. У элементов C, N, S, Se, Cl,

Br не существует ортоформ кислот, поэтому в названиях

метаформ кислот приставка «мета» обычно опускается.

Кислотно-основные свойства гидроксидов определяются свойствами ОН-группы. У оснований легко отщепляется ОН-группа с образованием иона металла и гидроксид-иона – ОН–. В кислотах, напротив, от ОН-группы легко отщепляется водород с образованием иона кислотного остатка и иона водорода – Н+. Эти свойства гидроксидов определяют протекания реакций нейтрализации:

Основание + Кислота = Вода + Соль

Fe(OH)2 + H2SO4 = 2H2O + FeSO4

По числу замещаемых ОН-групп основания делятся на однокислотные, двухкислотные, трёхкислотными и т. д.. По числу замещаемых ионов водорода кислоты подразделяются на одноóсновные, двухóсновные, трёхóсновные и т. д..

В ряде гидроксидов в равной степени могут отщепляться и ионы Н+ и ионы ОН–, т. е. гидроксиды могут проявлять свойства кислот и оснований.

Гидроксиды проявляющие свойства кислот и оснований называются амфотерными гидроксидами.

Типичным амфотерным гидроксидом является гидроксид цинка:

Zn(OH)2 + 2HNO3 Þ 2H2O + Zn(NO3)2

H2ZnO2 + 2NaOH Þ 2H2O + Na2ZnO2.

Из приведённого примера видно, что эмпирические формулы амфотерных гидроксидов можно записывать как формулы оснований, так и кислот. Такой подход допускается и в названиях амфотерных гидроксидов.

Примеры:

Zn(OH)2 – гидроксид цинка или H2ZnO2 – цинковая кислота

Sb(OH)3 – гидроксид сурьмы(+3) или H3SbO3 – ортосурьмянистая кислота

Контрольные вопросы и задания 1.3

1.  Напишите эмпирические и графические формулы всех гидроксидов (оснований, кислот, амфотерных гидроксидов) сурьмы, олова и кобальта.

2.  Назовите следующие гидроксиды:

HNO2, H3BO3, H2SO3, H2S2O7, H2S2O5, Cr(OH)3, HCrO2, HMnO4, H2MnO3, H2CO3, Sr(OH)2, H3PO3, H3PO2.

3.  Напишите эмпирические и графические формулы следующих гидроксидов: гидроксид кальция, гидроксид рубидия, гидроксид свинца(+2), ортоборная кислота, бромная кислота, метаиодная кислота, иодноватая кислота, селеновая кислота, метателлуровая кислота, угольная кислота, метасурьмянистая кислота, ортосурьмяная кислота, дисерная кислота, дисернистая кислота, иодноватистая кислота.

СОЛИ

Соль – это продукт реакции нейтрализации кислоты и основания. Соль состоит из анионов и катионов – КхАу. Численные индексы х и у определяются зарядами аниона и катиона, т. к. сумма зарядов катионов должна быть равна сумме зарядов анионов.

Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средняя соль – продукт полного замещения ионов водорода (протонов) кислоты на ионы металла.

Примеры:

2Н3РО4 + 3Са(OH)2 Þ Ca3(PO4)2 + 6H2O

HNO3 + KOH Þ KNO3 + H2O.

Формулы средних солей записываются подобно формулам бинарных соединений. При этом заряд катиона (иона металла) равен степени окисления металла, а заряд аниона (иона кислотного остатка) численно равен оснóвности кислоты.

Примеры:

Написать эмпирические формулы средних солей, которые образуются при взаимодействии гидроксида стронция с серной и ортофосфорной кислотами.

Р е ш е н и е. Катионом в солях является ион стронция с зарядом (2+). Ион кислотного остатка двухóсновной серной кислоты имеет заряд (2–), а ион кислотного остатка трёхóсновной ортофосфорной кислоты имеет заряд (3–). Записываем формулы солей:

Ca2+ и SO42– ¾® CaSO4

Ca2+ и PO43– ¾® заряд 3Ca2+ = заряд 2PO43– ¾® Ca3(PO4)2

Графические формулы солей следует изображать, начиная с кислотного остатка, к которому через атомы кислорода присоединяют атомы металла с учётом его валентности.

Примеры:

K2CO3 Ca(PO3)2

Кислая соль – продукт неполного замещения протонов кислоты на ионы металла. Кислые соли могут образовывать двух - и более оснóвные кислоты.

Примеры:

2H3PO4 + Ca(OH)2 Þ Ca(H2PO4)2 + 2H2O

H3PO4 + Ca(OH)2 Þ CaHPO4 + 2H2O

H2SO4 + NaOH Þ NaHSO4 + H2O

При написании эмпирических формул кислых солей необходимо учитывать, что в анионе соли каждый атом водорода уменьшает заряд кислотного остатка на одну единицу. В графических формулах этих солей частично сохраняется структура кислоты, например:

CaHPO4 Ca(H2PO4)2

Кислую соль можно получить не только реакцией кислоты с основанием, но и из средней соли:

Ca3(PO4)2 + H3PO4 Þ 3CaHPO4

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4 Þ 3Ca(H2PO4)2.

Чтобы перевести кислую соль в среднюю, нужно к кислой соли добавить основание:

2CaHPO4 + Ca(OH)2 Þ Ca3(PO4)2 + 2H2O.

Основная соль – продукт неполного замещения ОН-групп основания на ионы кислотного остатка. Основные соли могут получаться из многокислотных оснований.

Примеры:

Fe(OH)3 + HNO3 Þ [Fe(OH)2]NO3 + H2O

Fe(OH)3 + 2HNO3 Þ [Fe(OH)](NO3)2 + 2H2O.

При написании формул основных солей сложный катион рекомендуется заключать в квадратные скобки. Следует отметить, что каждая ОН-группа уменьшает заряд сложного катиона на одну единицу в сравнении с зарядом иона металла. Графические формулы основных солей отличаются от формул средних солей тем, что у металла катиона сохраняются ОН-группы (частично сохраняется структура основания).

Примеры:

[Fe(OH)]SO4 [Fe(OH)2]ClO4

Номенклатура солей. Название соли состоит из двух слов: названия аниона и названия катиона.

При названии аниона руководствуются правилами:

I.  В названии аниона используется корень от латинского названия центрального атома.