Основные классы неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений.

Зная особенности присущие какому-либо классу неорганических соединений можно охарактеризовать свойства отдельных его представителей.

Оксиды

План рассмотрения темы:

1.  Определение.

2.  Номенклатура и графические формулы.

3.  Классификация.

4.  Методы получения.

5.  Химические свойства.

1.  Оксиды – бинарные соединения какого-либо элемента металла или неметалла с кислородом, причем степень окисления О2-. Почти все элементы образуют оксиды. Не получены на сегодняшний день оксиды Не, Ne, Ar.

2.  Названия бывают тривиальные и систематические (подчиненные правилам Международного союза теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) IUPAC).

Например: CaO негашеная известь оксид кальция

Если элемент имеет переменную валентность (то есть существует в различных степенях окисления), то после названия элемента следует указать римскими цифрами в круглых скобках эту степень окисления.

Например:

FeO оксид Fe(II)

Me – O Fe2O3 оксид Fe(III)

Cu2O оксид Cu(I) или оксид димеди

Li2O оксид дилития

H2O оксид H

CO2 оксид C(IV)

Неметалл – О CO оксид C(II)

P2O3 оксид P(III)

P2O5 оксид P(V)

Структурные (графические) формулы – показывают, как атомы связаны друг с другом.

CaO Ca2+= O2- CO2 O2- = C4+= O2- Na2O Na+-O2--Na+

H2O O2-

H+ H+ P2O5 в виде димера P4O10

Al2O3 Al3+ Al3+

O O O

Mn27+O7 O O

O=Mn Mn=O

O O O

3.  Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобрязующие.

Солеобразующие оксиды в свою очередь разделяют на:

·  Основные оксиды - оксиды типичных металлов, которым соответствуют основания: Na+2O (NaON), Ca2+O (Ca(OH)2), Mn2+O (Mn(OH)2), Cr3+2O3 (Cr(OH)3).

·  Кислотные оксиды – оксиды неметаллов и металлов в высшей степени окисления, им соответствуют кислоты: С4+O2 (H2C4+o3), S6+O3 (H2S6+O4), P5+2O5 (H3P5+O4), Cr6+O3 (H2Cr6+2O7), Mn7+2O7 (HMn7+O4) ангидриды.

·  Амфотерные оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Это оксиды элементов главной подгруппы с (II – III) периоды: ZnO (Zn(OH)2); H2ZnO2; H2[Zn(OH)4]2-; Al2O3 (Al(OH)3); HAlO2; H[Al(OH)4]-; H[Al(OH)4(H2O)2]; Fe2O3, BeO (S- элемент)

Несолеобразующие (или индифферентные, безразличные): CO монооксид углерода (II); N2O оксид азота (I); NO оксид азота (II); SiO оксид кремния (II).

Оксиды также разделяют на:

·  Растворимые: Na2O, K2O, CaO, SO2, SO3, P2O3, P2O5

·  Нерастворимые: MgO, CuO, FeO, Al2O3, SiO2

Оксиды также разделяют на:

·  Газообразные:	NO, CO2, CO, SO2
·  Жидкие:	N2O3, N2O4, Cr2O7
·  Твердые вещества:	CaO, Al2O3, SiO2, P2O5

4. Получение оксидов

a)  Основных оксидов

1)  Ме + О2(окисления): 2Са + О2®2СаО; 4Li + O2® 2Li2O

щелочные металлы не дают оксидов (за исключением Li), а дают пероксиды и надпероксиды

2Na + O2 ® Na2O2

Ba + O2 ® BaO2 пероксиды, соли Н2О2

K + O2 ® K+O2

Rb + O2 ® RbO2 надпероксиды

Na – O – O – Na Ba

O O

2)  Доокисление оксидов: 4Fe2+O + O2® 2Fe23+O3

зеленый красно-оранжевый

Сu+2O + 1/2О2®2Сu2+О

красный черный

2S4+O2 + О2®2S6+O3

3)  Разложение нерастворимых гидрооксидов: Fe2+(OH)2®Fe2+O+H2O; 2Fe3+(OH)3®Fe2O3+3H2O

За исключением LiOH и NaOH, которые плавятся без разложения при Т~ 400оС.

4)  Разложение солей-нитратов (от Al до Cu):

2Cu(NO3)2 ® 2CuO + 4NO2­ + O2­ - с экологической точки зрения процесс нежелательный

5)  Разложение нитратов щелочных Ме:

4Na+N3+O2®2Na+2O+2N02­+3O02­

6)  Разложение карбонатов (нерастворимых) при нагревании:

CaCO3®CaO+CO2­

MgCO3®MgO+CO2­

7)  Пирометаллургия:

Ti4+O2 + Mg0 ® Ti0 + Mg2+O более активный металл, расположенный в ряду напряжения левее вытесняет элементы расположенные правее него из растворов и расплавов.

8)  Окисление солей:

4Fe2+S-2 + 11O02 ® 2Fe23+2O2-3 + 8S4+O2 – для получения H2SO4 и Fe в промышленности

пирит

2O0 + 4e ® 2O2- 4е 11

Fe2+ - 1e ® Fe3+ 4

2S - - 10e ® 2S4+ -11e 4

б) Кислотных оксидов

1)  Окисление неметаллов:

S + O2 ® SO2;

C + O2 ® CO2;

2H2+O2®2H2O

2)  Доокисление оксидов:

2SO2 + O2 ® 2SO3;

P2O5 + O2 ® P2O5 (выделение света, хемилюминисценция – причина свечения фосфора);

CO + 1/2O2 ® CO2

3)  Разложение карбонатов, гидрокарбонатов с выделением CO2: 2NaHCO3®Na2CO3+CO2­+H2O;

CaCO3 ® CaO + CO2­

4)  Горение органических соединений:

CH4+2O2®CO2­+2H2O;

2C2H2+5O2®4CO2­+2H2O; С

H3SH+3O2®CO2­+2H2O+SO2

5)  Окисление сложных веществ:

H2S+3/2O2®SO2­+H2O;

4FeS2+11O2®2Fe2O3+8SO2­;

4NH3+5O2®4NO+6H2O

6)  Разложение нерастворимых кислот: H2SiO3®SiO2+H2O

7)  Восстановление металлов с помощью СО из их оксидов:

Fe2O3+ 3CO ® 2Fe0 + 3CO2­(доменный процесс)

в) Амфотерных оксидов

1)  Окисление по реакции Ме + О2:

4Al + 3O2 ® 2Al2O3

2)  Алюмотермия:

Cr2O3+2Al0®Al2O3+2Cr0

3)  Разложение гидроксисоединений:

4Al(OH)3®2Al2O3+6H2O

4)  Разложение нитратов: 4Al(NO3)3®2Al2O3+12NO2­+3O2­

5.  Химические свойства оксидов.

a) Основных:

1)  взаимодействие растворимых оксидов с H2O с образованием щелочей:

Na2O + H2O ® 2NaOH (осушающий эффект)

CuO + H2O ®

2)  с кислотами:

K2O + H2SO4 ® K2SO4 + H2O.

FeO + H2SO4 ® FeSO4 + H2O.

CaO + 2HCl  ® CaCl2 + H2O.

соль + вода

3.с кислотными оксидами с образованием соли:

CaO + CO2 ® CaCO3. – используется на практике для очистки газов от CO2.

BaO + CO2 ® BaCO3.

CaO + SiO2 t® CaSiO3.

4.доокисление:

4FeO + O2 ® 2Fe2O3.

5.взаимодействие с восстановителями:

Fe2O3 + 3СO t 2Fe0 + 3CO2

CaO + C ® Ca + CO­.

TiO2 + 2Mg ® Ti + 2 MgO.(при нагревании, Kt) CoTiO3!

Cr2O3 + 2Al ® Al2O3 + 2Cr. (при нагревании, Kt)

Б.) Кислотных оксидов:

1.С H2O с образованием кислот:

H2O + SO2 ® H2SO3.

H2O + SO3 ® H2SO4.

3H2O + P2O5(ангидрид фосфорной к-ты) ® 2H3PO4.

2.С основаниями:

SO3 + 2 NaOH ® Na2SO4 + H2O. – соль + вода.

SO3 + NaOH ® NaHSO3. – гидросульфат натрия.

CO2 + 2NaOH ® Na2CO3 + H2O.

CO2 + NaOH ® NaHCO3. – гидрокарбонат натрия.

H2O + P2O5 + 2NaOH ® 2NaH2PO4. – дигидрофосфат.

P2O5 + 4NaOH ® 2Na2HPO4 + H2O. – гидрофосфат.

P2O5 + 6NaOH ® 2Na3PO4.+ 3H2O. – фосфат.

3. C основными оксидами:

Na2O + SO2 ® Na2SO3.

Na2O + SO3 ® Na2SO4.

4.Доокисление оксидов:

2S4+O2 + O2 ® 2S6+O3.

P3+2O3 + O2 ® P5+2O5.

в) Амфотерных оксидов:

1.C кислотами:

ZnO + 2HCl ® ZnCl2 + H2O.

Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O.

Al2O3 + 3H2SO4 ® Al2(SO4)3 + 3H2O.

2.С основаниями (в расплаве):

ZnO + 2NaOH(распл.) ® Na2Zn+2O2 + H2O (при нагревании)

Al2O3 + 2NaOH(распл.) ® 2NaAl+3O2 + H2O (при нагревании)

Моноалюминат Na

3.Со щелочами (в растворе):

ZnO + 2NaOH + H2O ® Na2[Zn(OH)4]2- – тетрагидроксoцинкат (II)

Ионное: ZnO + 2OH - + H2O ® [Zn(OH)4]2-

Al2O3 + 2NaOH + 7H2O ® 2Na[Al(OH)4(H2O)2]

диакватетрагидроксоалюминат натрия.

Ионное: Al2O3 + 2OH - + 7H2O ® 2[Al(OH)4(H2O)2]-

4. ZnO + SO3 ® ZnSO4 (при нагревании)

Пероксиды и надпероксиды

В отличие от оксидов, в которых O2-, в пероксидах (O2)2-:

Na2O2 пероксид натрия Na – O – O – Na,

H2O2 – пероксид водорода, очень слабая кислота,

BaO2 – пероксид бария.

В надпероксидах: (O2)- : KO2 – надпероксид калия,

RbO2 – надпероксид рубидия.

Получение:

Окисление активных щелочных металлов:

Rb + O2® RbO2

K + O2® KO2 надпероксиды

Na + O2 ® Na2O2 (~300oC, изб. O2 ) – пероксид Na–O–O–Na

Ba + O2 ® BaO2 - пероксид BaO22- Ba

O O

Только Li с O2 дает оксид!

Пероксиды - соединения, которые при действии холодной и разбавленной H2SO4 образует H2O2, в воде дают ион (O-O)2-. Соединения, содержащие –O–O-, неустойчивы. H–O–O–H

 

пероксидный мостик

Получение H2O2

BaO2 + H2SO4 ® H2O2 + BaSO4¯.

Химические свойства

H2O22- + H2O22- ® 2H2O2- + O2o. – диспропорционирование.

(устойчивы 30-65%-ные растворы и чистая H2O2)

H2O2 как окислитель cильнее, чем восстановитель:

2KI + H2O2 + H2SO4 ® I2 + K2SO4 + 2H2O.

H2O2 как восстановитель:

2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ® K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O.

H2O2 – применяется для отбеливания тканей, обеззараживания сточных вод, используется как дезинфицирующее средство.

Основания

1.Определение с точки зрения Аррениуса:

Основание - химическoе соединение, диссоциирующее в водном растворе или расплаве на свободные положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы гидроксила (гидроксид-ионы OH-).

NaOH « Na+ + OH - Cu(OH)2 « CuOH+ + OH-

CuOH+ « Cu2++ OH-

2.Классификация:

-  по кислотности (кол-ву OH-групп):

NH4OH – однокислотное основание,

Fe(OH)2 – двухкислотное основание,

Fe(OH)3 – трехкислотное основание;

-  по растворимости:

Ba(OH)2, NaOH, KOH.. – хорошо растворимые – щелочи,

Сa(OH)2 – мало растворимые,

Fe(OH)2, Cu(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3 – нерастворимые.

-  по степени электролитической диссоциации:

cильные эл-ты : NaOH « Na+ + OH-. Kb = 5,9

слабые эл-ты : NH4OH « NH4+ + OH-. Kb = 1,85x10-5

Нерастворимые основания условно относят к слабым электролитам при записи ионных уравнений реакций!

3. Номенклатура и графические формулы.

Соединение	Тривиальное название	Систематическое название
KOH	едкое кали	гидроксид калия
Ca(OH)2	гашеная известь	гидроксид кальция
Fe(OH)3	-	гидроксид железа (II)

Na-O-H H-O-Ca-O-H O-H

Fe-O-H

O-H

4. Получение оснований

1) Получение щелочей диафрагменным электролизом концентрированных растворов NaCl и KCl:

NaCl Na+ + Cl-.

H2O

K(-) Fe А (+) Ti

2H2O + 2e ® 2OH - + Ho2­. 2Cl- - 2e ® Cl2­.

2Na+ + 2H2O + 2Cl - электролиз 2Na+ + 2OH - + H2­ + Cl2­.

2NaCl + 2H2O электролиз 2 NaOH + H2­ + Cl2­.

в катодном пространстве

2) Основной растворимый оксид + H2O.

Na2O + H2O ® 2NaOH.

3) Активный металл + вода:

Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2­.

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­.

( K, Rb, Cs взаимодействуют с воспламенением и взрывом )

4) Cоль + основание:

CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OH)2¯ + Na2SO4.

Cu2+ + 2OH - ® Cu(OH)2¯

5)  Гидролиз солей (смотри тему «Гидролиз»).

6)  Гидролиз солеподобных соединений:

Сa2+C1-2 + 2HOH ® C2H2­ + Ca(OH)2

карбид кальция ацетилен

Al4C3 + 12HOH ® 3CH4­+ 4Al(OH)3

Ca3P2 + 6HOH ® 2PH3­ + 3Ca(OH)2

фосфид кальция фосфин

Ca3N2 + 6HOH ® 2NH3­ + 3Ca(OH)2

нитрид кальция

NaH + HOH ® NaOH + H2­

гидрид натрия

5. Химические свойства оснований

Водные растворы оснований имеют значение pH > 7 и изменяют окраску индикаторов: лакмус становится синим, а фенолфталеин – малиновым.

3. С солями.

4. Разложение нерастворимых оснований.

5. С амфотерными основаниями.

6. С неметаллами (Si) и амфотерными металлами (Al).

7. С органическими соединениями (фенол, глицеальдегкарбон. к-та )

1) Реакция нейтрализации (взаимодействие с кислотами):

Ba(OH)2 + 2HCl ® BaCl2 + 2H2O

2OH - + 2H+ ® 2H2O

Cu(OH)2 + 2HCl « CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ « Cu2+ + 2H2O

2) Взаимодействие (в расплаве или растворе) с кислотными оксидами:

2NaOH + SiO2 t Na2SiO3 + H2O

NaOH + SO2 ® NaHSO3

2NaOH + SO2 ® Na2SO3 + H2O

Ca(OH)2 + 2CO2 ® Ca(HCO3)2

Ca(OH)2 + CO2 ® CaCO3 + H2O

И с амфотерными оксидами:

2NaOH + BeO®Na2BeO2 + H2O (нагревание, сплавление)

2NaOH + ZnO®Na2ZnO2 + H2O (нагревание, сплавление)

2NaOH + ZnO + H2O ® Na2[Zn(OH)4] тетрагидроксоцинкат натрия

2OH - + ZnO + H2O ® [Zn(OH)4]2-

2NaOH + Al2O3 + 7H2O ® 2Na[Al(OH)4(H2O)2]

диакватетрагидроксоалюминат натрия

2OH - + Al2O3 + 7H2O ® [Al(OH)4(H2O)2]-

3) Взаимодействие с солями:

Ba(OH)2 + Na2SO4 ® BaSO4¯ + 2NaOH.

Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯.

4) Разложение нерастворимых оснований при нагревании:

Fe(OH)2 t FeO + H2O

2Fe(OH)3 t Fe2O3 + 3H2O

5) Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH)2 ® Na2[Zn(OH)4]

Zn(OH)2 + 2OH - ® [Zn(OH)4]2-

NaOH + Al(OH)3 +2H2O ® Na[Al(OH)4(H2O)2]

OH - + Al(OH)3 + 2H2O ® [Al(OH)4(H2O)2]-

H–O:–H

HO OH

Al3+

HO: OH

H–O:–H

6) Взаимодействие с амфотерными металлами и неметаллами.

Si + 2NaOH + H2O ® Na2SiO3 + H2­

2Al + 2NaOH + 10H2O ® 2Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3H2­

7) Взаимодействие с органическими соединениями:

OH + NaOH ® ONa + H2O

фенол фенолят натрия

H

CH2OH CH2–O O–CH2

Cu

2 CHOH + Cu(OH)2 ® CH–O O–CH

H

CH2OH CH2OH HO-CH2 глицерат меди (II)

CH3–C=O + 2Cu(OH)2 ® CH3–C=O + 2CuOH + H2O.

H OH

уксусный альдегид уксусная кислота Cu2O + H2O

Кислоты

1.Определение.

2.Номенклатура, графические формулы (тривиальные).

3.Классификация:

-  по основности;

-  кислородсодержащие и бескислородные;

-  по степени диссоциации;

-  растворимые и нерастворимые (H2SiO3);

-  органические и неорганические;

4.Получение (промышл. и лабораторн. способы)

5.Химические свойства. ( + с органическими соединениями ).

Номенклатура, классификация по силе в водных растворах

Кислота	Название	Сила кислоты
HCl+1O	хлорноватистая	очень слабая
HBr+1O	бромноватистая	очень слабая
H2S-2	сероводородная	очень слабая
HCl+3O2	хлористая	слабая
CH3COOH	уксусная	слабая
HN+3O2	азотистая	слабая
H2C+4O3	угольная	слабая
H2S+4O3	сернистая	слабая
HCN	синильная	слабая
H3P+5O4	фософорная	средней силы
HF	плавиковая	средней силы
HCl+5O3	хлорноватая	сильная
HI+5O3	йодноватая	сильная
HN+5O3	азотная	сильная
H2S+6O4	серная	сильная
HCl	соляная	сильная
HCl+7O4	хлорная	самая сильная к-та

Графические формулы

O

O

H–O–Cl H–O–Cl=O H – O – Cl H–O–Cl=O

O

O

H–O O H–O O O -

S S = O H–O–N H–O–N+

H–O O H–O O O

OH

H–O–P=O H–O–C=O H+1 – C+2 = N-3

OH O–H

Диссоциация многоосновных кислот

I.  H3PO4 « H+ + H2PO4-.

II.  H2PO4- « H+ + HPO42- уменьшение степени диссоциации

III.  HPO42- « H+ + PO43-

Получение кислот

A.)  Бескислородных - непосредственным взаимодействием или

вытеснением.

HCl

В промышленности: H2 + Cl2 ® 2HCl (на свету) + р-рение в H2O.

В лаборатории: NaClтв(сухая соль) + H2SO4 (конц.) ® NaHSO4 + HCl­.

NaCl + NaHSO4 ® Na2SO4 + HCl­. – пропускают ч/з воду.

H2S

H2 + S ® H2S­(при нагревании)

FeS + 2HCl(сильн.) ® FeCl2 + H2S­ - слабая, летучая.

Б.) Кислородсодержащих – оксид + H2O:

H2SO4

В промышленности : 4FeS +11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2.

2SO2 + O2 ® 2SO3 (в присутств. Kt)

SO3 + H2O ® H2SO4.

В лаборатории: 5H2SO3 + 2KMnO4 ® 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

S4+ - 2e- ® S6+ 5

Mn7+ + 5e - ® Mn2+ 2

H3PO4

В промышленности:

- экстракционный: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 ® 3CaSO4¯ + 2H3PO4.

- термический: Ca3PO4 + 3SiO2 + 5C ® 3CaSiO3 + 5CO + 2P. – при нагр.

4P + 5O2 ® 2P2O5.

P2O5 + 3H2O ® 2H3PO4.

В лаборатории:

3P + 5HNO3(к) + 2H2O ® 3H3PO4 + 5NO­.

2P + 5H2SO4(к) ® 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

HNO3

В промышленности:

4NH3 + 5O2 ® 4NO + 6H2O. – катализатор – Pt

2NO + O2 ® 2NO2. – на влздухе.

4NO2 + O2 + 2H2O ® 4HNO3.

В лаборатории:

KNO3(тв) + H2SO4 ®(слабое нагр.) HNO3 + KHSO4.

более сильная более слабая (летучая)

Общие химические свойства кислот

1.Взаимодействие с металлами.

Ряд напряжений металлов:

Li Ca Mg Al Mn Zn Fe Cd Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au - jo- стандартный Red: jo < 0 jo = 0 jo > 0 электрический потенциал

Zn + 2HCl ® ZnCl2 + H2­.

Ca + H2SO4(разб) ® CaSO4¯ + H2­.

2.Взаимодействие с осн. оксидами:

H2SO4 + CaO ® CaSO4 + H2O.

2HCl + ZnO ® ZnCl2 + H2O.

3.Взаимодействие с основаниями:

3NaOH + H3PO4 ® Na3PO4 + 3H2O.

3OH - + H3PO4 ® 3H2O + PO43-.

2NaOH + H3PO4 ® Na2HPO4 + 2H2O.

2OH - + H3PO4 ® 2H2O + HPO42-.

NaOH + H3PO4 ® NaH2PO4 + H2O.

OH - + H3PO4 ® H2O + H2PO4-. – дигидрофосфат-ион.

4.Взаимодействие с солями (если получ-ся осадок, слаб. эл-т, газ)

Na2SiO3 + H2SO4 ® H2SiO3¯ + Na2SO4. – получение H2SiO3.

SiO32- + 2H+ ® H2SiO3¯.

BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl.

Ba2+ + SO4 2- ® BaSO4¯.

CH3COONa + HCl ® CH3COOH(слабый эл-т) + NaCl.

CH3COO - + H+ ® CH3COOH.

Na2CO3 + 2HCl ® H2CO3 + 2NaCl.

CO2­ H2O

5.Взаимодействие с органическими соединениями:

( фенол + 3HNO3 ® OH

O2N NO2 + 3H2O.

NO2

глицерин + H3PO4 ® глицеромонофосфат-1 + H2O.

H2SO4 + бензол ® SO3H + H2O.

Царская водка: 3V HCl + 1V HNO3(к).

6.Особенности взаимодействия H2SO4 и HNO3 с металлами:

H2S6+O4 + Me : Li-Al - сульфат + вода + H2S-2.

Mn-Pb(не вз.) – сульфат + вода + So.

Cu-.. - сульфат + вода + S+4O2.

Al, Fe, Cr на холоде не взаимодействуют.

2H2SO4(к) + S ® 2H2O + 3S4+O2.

5H2SO4(к) + 2P ® 2H2O + 2H3P5+O4 + 5S4+O2.

2H2SO4(к) + C ® C+4O2 + 2H2O + 2S4+O2.

! Al, Fe, Cr, Pb - не взаимодействуют.

HNO3 (конц.)(разб.)(оч. разб.)

HN5+O3(конц) HNO3(разб.) HNO3(оч. разб.)

 

N+4O2 N+2O N+2O N+12O N2o N+2O N+12O N2o N3-H4+ неакт. мет. акт. мет. неакт. ср. акт. акт. нект. средн. акт. акт.

Ir, Pt, Os, Au – не взаимодействуют.

Fe, Cr, Al – пассивируются оксидной пленкой.

3HCl + 1HNO3(к) ® N+3O2-Cl- + Cl2 + 2H2O.

 

царская водка. вз-е с Au, Pt, Ir, Os – образ-ся хлоридный комплекс.

4HN+5O3(к) + So ® 4N+4O2 + S+4O2 + 2H2O.

4HN+5O3(к) + Co ® 4N+4O2 + C+4O2 + 2H2O. до NO или NO2

5HN+5O3(к) + 3Po + 2H2O ® 3H3P+5O4 +5N4+O­.

N5+ + 3e- ® N2+ 5

Po - 5e - ® P5+ 2

Соли

1. Определение, номенклатура (номенклатура кислых, основных, двойных, смешанных солей)

2. Классификация:

- средние, кислые, основные;

- растворимые, нерастворимые, малорастворимые;

- простые,

двойные ( KAl(SO4)2 – алюмокалиевые квасцы),

смешанные ( СаOCl2 = Cl-Ca-OСl – хлорид-гипохлорит кальция ),

комплексные.

3. Графические формулы солей.

4. Получение солей:

1.Металл + неметалл;

2.Металл + кислота;

3.Металл + соль;

4.Кислотный оксид + основный оксид;

5.Кислотный оксид + основание;

6.Основный оксид + кислота;

7.Кислота + основание;

8.Соль + основание;

9.Соль + соль;

10.Соль + кислота;

11. ОВР: Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 = CaSiO3 + 2P + 5CO.

5. Химические свойства солей.

Получение солей.

Þ Сu + S ® CuS (при нагревании)

Þ 2Cu + 4H2SO4(к) ® 2CuSO4 + 2SO2 + 4H2O.

Þ Fe(акт.) + СuCl2 ® FeCl2 + Cu¯.

Þ SO2 + Na2O ® Na2SO3.

Þ SO2 + NaOH ® NaHSO3.

SO2 + NaOH ® Na2SO3 + HOH.

Þ CaO + H2SO4 ® CaSO4¯ + H2O.

Þ H2SO4 + 2KOH ® K2SO4 + 2H2O.

Þ Cu(NO3)2 + NaOH ® Cu(OH)2¯ + 2NaNO3.

Þ BaCl2 + K2SO4 ® BaSO4¯ + 2KCl.

Þ AgNO3 + HCl ® AgCl¯ + HNO3.

Þ Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 ® 3CaSiO3 + 5CO + 2P. (при нагревании)

2KNO3 ® 2KNO2 + O2­. (при нагревании)

5. Химические свойства солей.

1.)  Взаимодействие с металлами в растворе (ряд напряжений).

Fe + CuSO4 ® FeSO4 + Cu¯.

Zn + CuSO4 ® ZnSO4 + Cu¯.

( в расплаве: KCl + Na ® NaCl + K(пары) – конденсирование (при to=800oC)

KOH + Na ® NaOH + K ) – промышленное получение калия.

2.)  С кислотами:

Ca3PO4 + H3PO4 ® 3CaHPO4.(преципитат – в виде дигидрата малор-рим)

Ca3PO4 + 4H3PO4 ® 3Ca(H2PO4)2. (двойной суперфосфат)

Ca3PO4 + 2H2SO4 ® Ca(H2PO4)2 + CaSO4. – простой суперфосфат.

BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl.

3.)  С основаниями:

CuSO4 + 2NaOH ® Cu(OH)2¯ + Na2SO4.

KHCO3 + KOH ® K2CO3 + H2O.

Cu(OH)Cl + KOH ® Cu(OH)2 + KCl.

4.)  C cолями:

AgNO3 + KCl ® AgCl¯ + KNO3.

5.)  Гидролиз:

Al2SO4 ® 2Al3+ + 3 SO42-.

I. Al3+ + HOH « AlOH2+ + H+.

2Al3+ + 2HOH + 3SO42- « AlOH2+ 2H+ + 3SO42-.

Al2(SO4)3 + 2HOH « 2AlOHSO4 + H2SO4.

II. AlOH2+ + HOH « Al(OH)2+ + H+.

2AlOH2+ + 2HOH + 2SO42- « 2Al(OH)2+ + 2H+ + 2SO42-.

2AlOHSO4 + 2HOH « [Al(OH)2]2SO4 + H2SO4.

III. Al(OH)2+ + HOH « Al(OH)3 + H+.

2Al(OH)2+ + SO42- + 2HOH « 2Al(OH)3 + SO42- + 2H+.

[Al(OH)2]2SO4 + 2HOH « 2Al(OH)3 + H2SO4.

6.)  Электролиз расплавов и растворов

6а. Окислительно-восстановительные реакции:

3PbS + 8HNO3 = 3PbSO4¯ + 4H2O + 8NO.

7.)  Разложение солей:

А.) Нитратов:

Щел. до Mg: 2KNO3 ® 2KNO2 + O2­. (при нагревании)

Mg – Cu (включительно): 2Cu(NO3)2 ® 2СuO + 4NO2­ + O2­.

N5+ + 1e- ® N4+ 4

2O2- - 4e - ® O20 1

После Cu: 2AgNO3 ® 2Ag + 2NO2­ + O2­. (при нагревании)

Нитрат аммония: N-3H4N+5O3 ® N+12O + 2H2O. (при нагревании)

Б.) Нитритов:

4NaNO2 ® 2Na2O + 2N2­ + 3O2­. (при 9000)

N-3H4N+3O2 ® N20 + 2H2O.

В.) Карбонатов (кроме щелочных металлов):

CaCO3 ® CaO + CO2­. (при нагревании).

Г.) Гидрокарбонатов щелочных и щелочноземельных металлов:

2NaHCO3 ® Na2CO3 + CO2 + H2O. (при нагревании)

NH4HCO3 ® NH3­ + H2O + CO2­. (при нагревании)

Д.) Хлоратов:

2KCl5+O-23 ® 2KCl-1 + 3O02.(в присутствии MnO2)

4KCl5+O3 ® 3KCl7+O4 + KCl-1.

перхлорат

Сl5+ + 6e - ® Cl - 2 1

Cl5+ - 2e - ® Cl7+ 6 3

Е.) Аммонийных солей:

NH4Cl ® NH3 + HCl. (при нагревании)

NH4HCO3 ® NH3 + H2O + CO2­.(при нагревании)

NH4NO3 ® N2O + 2H2O (при нагревании) – ОВР

(NH4)2SO4 ® NH3 + NH4HSO4 (при нагревании) – частичное

разложение.

NH4NO2 ® N2 + 2H2O (OBP!)