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:

Определение. Номенклатура и графические формулы. Классификация. Методы получения. Химические свойства.
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. 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

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                        

Основных оксидов 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

Доокисление оксидов:        4Fe2+O + O2→ 2Fe23+O3

зеленый        красно-оранжевый

Сu+2O + 1/2О2→2Сu2+О

красный                черный

2S4+O2 + О2→2S6+O3

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.

Разложение солей-нитратов (от Al до Cu):

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

Разложение нитратов щелочных Ме:

4Na+N3+O2→2Na+2O+2N02↑+3O02↑

Разложение карбонатов (нерастворимых) при нагревании:

CaCO3→CaO+CO2↑

MgCO3→MgO+CO2↑

Пирометаллургия:

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

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

Окисление неметаллов:

S + O2 → SO2;

C + O2 → CO2;

2H2+O2→2H2O

Доокисление оксидов:

2SO2 + O2 → 2SO3;

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

CO + 1/2O2 → CO2

Разложение карбонатов, гидрокарбонатов с выделением CO2: 2NaHCO3→Na2CO3+CO2↑+H2O;

CaCO3 → CaO + CO2↑

Горение органических соединений:

CH4+2O2→CO2↑+2H2O;

2C2H2+5O2→4CO2↑+2H2O; С

H3SH+3O2→CO2↑+2H2O+SO2

Окисление сложных веществ:

H2S+3/2O2→SO2↑+H2O;

4FeS2+11O2→2Fe2O3+8SO2↑;

4NH3+5O2→4NO+6H2O

Разложение нерастворимых кислот: H2SiO3→SiO2+H2O Восстановление металлов с помощью СО из их оксидов:

Fe2O3+ 3CO → 2Fe0 + 3CO2↑(доменный процесс)

в) Амфотерных оксидов

Окисление по реакции Ме + О2:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

Алюмотермия:

Cr2O3+2Al0→Al2O3+2Cr0

Разложение гидроксисоединений:

4Al(OH)3→2Al2O3+6H2O

Разложение нитратов: 4Al(NO3)3→2Al2O3+12NO2↑+3O2↑
Химические свойства оксидов.

a) Основных:

взаимодействие растворимых оксидов с H2O с образованием щелочей:

Na2O + H2O → 2NaOH (осушающий эффект)

CuO + H2O →

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↓

Гидролиз солей (смотри тему «Гидролиз»). 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

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-. H2PO4- ↔ H+ + HPO42-  уменьшение степени диссоциации HPO42- ↔ H+ + PO43-

Получение кислот

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  - φo - стандартный  Red:  φo < 0  φo = 0  φo > 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.

⇒ Сu + S → CuS (при нагревании)

⇒ 2Cu + 4H2SO4(к) → 2CuSO4 + 2SO2 + 4H2O.

⇒ Fe(акт.) + СuCl2 → FeCl2 + Cu↓.

⇒ SO2 + Na2O → Na2SO3.

⇒ SO2 + NaOH → NaHSO3.

  SO2 + NaOH → Na2SO3 + HOH.

⇒ CaO + H2SO4 → CaSO4↓ + H2O.

⇒ H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O.

⇒ Cu(NO3)2 + NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaNO3.

⇒ BaCl2 + K2SO4 → BaSO4↓ + 2KCl.

⇒ AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3.

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

  2KNO3 → 2KNO2 + O2↑. (при нагревании)

5. Химические свойства солей.

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.

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.

С основаниями:

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4.

KHCO3 + KOH → K2CO3 + H2O.

Cu(OH)Cl + KOH → Cu(OH)2 + KCl.

C cолями:

AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3.

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.

Электролиз расплавов и растворов

6а. Окислительно-восстановительные реакции:

  3PbS + 8HNO3 = 3PbSO4↓ + 4H2O + 8NO.

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!)