Химические свойства основных классов неорганических соединений

Кислотные оксиды

Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO 2 )
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4

Кислотный оксид + щелочь = соль + вода
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3

Основные оксиды

Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Основный оксид + кислотный оксид = соль
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3

Амфотерные оксиды

Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O

Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 [Zn(OH) 4 ])
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Правильнее: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ])

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
ZnO + CO 2 = ZnCO 3

Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca(CrO 2 ) 2

Кислоты

Кислота + основный оксид = соль + вода
2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O

Кислота + амфотерный оксид = соль + вода
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

Кислота + основание = соль + вода
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni(OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O

Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода
3HCl + Cr(OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn(OH) 2 = Zn(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3

Амфотерные гидроксиды

Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O
Be(OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O

Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)
Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ]
Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Sn(OH) 4 ]
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Be(OH) 4 ]
Al(OH) 3 + NaOH = Na[Al(OH) 4 ]
Cr(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 [Cr(OH) 6 ]

Щелочи

Щелочь + кислотный оксид = соль + вода
Ba(OH) 2 + N 2 O 5 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 = Na 2 СO 3 + H 2 O

Щелочь + кислота = соль + вода
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Bа(OH) 2 + 2HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + 2H 2 O

Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ])

Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [Zn(OH) 4 ]
NaOH + Al(OH) 3 = Na[Al(OH) 4 ]

Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль
Ca(OH) 2 + Cu(NO 3 ) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3 ) 2
3KOH + FeCl 3 = Fe(OH) 3 + 3KCl

Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] + 3H 2

Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3 )

Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль
Pb(NO 3 ) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl

Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание
Cu(NO 3 ) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3

Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2Ag
Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.

Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:

Видео:ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать

Химические свойства простых веществ. Химические свойства сложных вещест

Характерные химические свойства простых веществ — металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия, переходных металлов — меди, цинка, хрома, железа

Простые вещества — металлы

С развитием производства металлов (простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век).

Начавшаяся примерно $100$ лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвердые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температурах до $3000°С$; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония.

И, конечно же, мы не должны забывать, что в большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих легких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы — алюминий и магний.

Сверхновыми стали композиционные материалы, представляющие, например, полимер или керамику, которые внутри (как бетон железными прутьями) упрочнены металлическими волокнами из вольфрама, молибдена, стали и других металлов и сплавов — все зависит от поставленной цели и необходимых для ее достижения свойств материала.

Вы уже имеете представление о природе химической связи в кристаллах металлов. Напомним на примере одного из них — натрия, как она образуется. На рисунке изображена схема кристаллической решетки натрия. В ней каждый атом натрия окружен восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: $1s^2s^2p^3s^3p^3d^$, где $3s, 3p, 3d$ — валентные орбитали.

Единственный валентный электрон атома натрия $3s^1$ может занимать любую из девяти свободных орбиталей — $3s$ (одна), $3р$ (три) и $3d$ (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решетка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Такую химическую связь называют металлической. Металлическую связь образуют элементы, атомы которых на внешнем слое имеют мало валентных электронов по сравнению с большим числом внешних энергетически близких орбиталей. Их валентные электроны слабо удерживаются в атоме. Электроны, осуществляющие связь, обобществлены и перемещаются по всей кристаллической решетке в целом нейтрального металла.

Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решетки, которые обычно изображают схематически так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решетки, обеспечивают ее стабильность и прочность (обобществленные электроны изображены в виде черных маленьких шариков).

Металлическая связь — это связь в металлах и сплавах между атомионами металлов, расположенными в узлах кристаллической решетки, осуществляемая обобществленными валентными электронами.

Некоторые металлы кристаллизуются в двух или более кристаллических формах. Это свойство веществ — существовать в нескольких кристаллических модификациях — называют полиморфизмом.

Например, железо имеет четыре кристаллических модификации, каждая из которых устойчива в определенном температурном интервале:

• $α$ — устойчива до $768°С$, ферромагнитная;
• $β$ — устойчива от $768$ до $910°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $γ$ — устойчива от $910$ до $1390°С$, неферромагнитная, т.е. парамагнитная;
• $δ$ — устойчива от $1390$ до $1539°С$ ($t°_ железа), неферромагнитная.

Олово имеет две кристаллические модификации:

• $α$ — устойчива ниже $13,2°С$ ($ρ=5,75 г/см^3$). Это серое олово. Оно имеет кристаллическую решетку типа алмаза (атомную);
• $β$ — устойчива выше $13,2°С$ ($ρ=6,55 г/см^3$). Это белое олово.

Белое олово — серебристо-белый очень мягкий металл. При охлаждении ниже $13,2°С$ он рассыпается в серый порошок, т.к. при переходе $β→α$ значительно увеличивается его удельный объем. Это явление получило название «оловянной чумы».

Конечно, особый вид химической связи и тип кристаллической решетки металлов должны определять и объяснять их физические свойства.

Каковы же они? Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твердость, магнитные свойства.

Давайте попробуем объяснить причины, определяющие основные физические свойства металлов.

Почему металлы пластичны?

Механическое воздействие на кристалл с металлической кристаллической решеткой вызывает смещение слоев ион-атомов друг относительно друга, а так как электроны перемещаются по всему кристаллу, разрыв связей не происходит, поэтому для металлов характерна большая пластичность.

Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой) приводит к разрыву ковалентных связей. Разрыв связей в ионной решетке приводит к взаимному отталкиванию одноименно заряженных ионов. По этому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

Наиболее пластичные металлы — это $Au, Ag, Sn, Pb, Zn$. Они легко вытягиваются в проволоку, поддаются ковке, прессованию, прокатыванию в листы. Например, из золота можно изготовить золотую фольгу толщиной $0,003$ мм, а из $0,5$ г этого металла можно вытянуть нить длиной $1$ км.

Даже ртуть, которая, как вы знаете, при комнатной температуре жидкая, при низких температурах в твердом состоянии становится ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь $Bi$ и $Mn$, они хрупкие.

Почему металлы имеют характерный блеск, а также непрозрачны?

Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем большинство металлов в равной степени рассеивают все лучи видимой части спектра. Поэтому они имеют серебристо-белый или серый цвет. Стронций, золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют светло-желтый, желтый и медный цвета.

Хотя на практике металл не всегда нам кажется светлым телом. Во-первых, его поверхность может окисляться и терять блеск. Поэтому самородная медь выглядит зеленоватым камнем. А во-вторых, и чистый металл может не блестеть. Очень тонкие листы серебра и золота имеют совершенно неожиданный вид — они имеют голубовато-зеленый цвет. А мелкие порошки металлов кажутся темно-серыми, даже черными.

Наибольшую отражательную способность имеют серебро, алюминий, палладий. Их используют при изготовлении зеркал, в том числе и в прожекторах.

Почему металлы имеют высокую электрическую проводимость и теплопроводны?

Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, т. е. проводят электрический ток. При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, электрическая проводимость металла падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует, у большинства металлов появляется сверхпроводимость.

Следует отметить, что неметаллы, обладающие электрической проводимостью (например, графит), при низких температурах, наоборот, не проводят электрический ток из-за отсутствия свободных электронов. И только с повышением температуры и разрушением некоторых ковалентных связей их электрическая проводимость начинает возрастать.

Наибольшую электрическую проводимость имеют серебро, медь, а также золото, алюминий, наименьшую — марганец, свинец, ртуть.

Чаще всего с той же закономерностью, как и электрическая проводимость, изменяется теплопроводность металлов.

Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые, сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Происходит выравнивание температуры по всему куску металла.

Механическая прочность, плотность, температура плавления у металлов очень сильно отличаются. Причем с увеличением числа электронов, связывающих ион-атомы, и уменьшением межатомного расстояния в кристаллах показатели этих свойств возрастают.

Так, щелочные металлы ($Li, K, Na, Rb, Cs$), атомы которых имеют один валентный электрон, мягкие, с небольшой плотностью (литий — самый легкий металл с $ρ=0,53 г/см^3$) и плавятся при невысоких температурах (например, температура плавления цезия $29°С$). Единственный металл, жидкий при обычных условиях, — ртуть — имеет температуру плавления, равную $–38,9°С$.

Кальций, имеющий два электрона на внешнем энергетическом уровне атомов, гораздо более тверд и плавится при более высокой температуре ($842°С$).

Еще более прочной является кристаллическая решетка, образованная ионами скандия, который имеет три валентных электрона.

Но самые прочные кристаллические решетки, большие плотности и температуры плавления наблюдаются у металлов побочных подгрупп V, VI, VII, VIII групп. Это объясняется тем, что для металлов побочных подгрупп, имеющих неспаренные валентные электроны на d-подуровне, характерно образование очень прочных ковалентных связей между атомами, помимо металлической, осуществляемой электронами внешнего слоя с $s$-орбиталей.

Вспомните, что самый тяжелый металл — это осмий $Os$ с $ρ=22,5 г/см^3$ (компонент сверхтвердых и износостойких сплавов), самый тугоплавкий металл — это вольфрам $W$ с $t_=3420°С$ (применяется для изготовления нитей накаливания ламп), самый твердый металл — это хром $Cr$ (царапает стекло). Они входят в состав материалов, из которых изготавливают металлорежущий инструмент, тормозные колодки тяжелых машин и др.

Металлы по-разному взаимодействуют с магнитным полем. Такие металлы, как железо, кобальт, никель и гадолиний выделяются своей способностью сильно намагничиваться. Их называют ферромагнетиками. Большинство металлов (щелочные и щелочноземельные металлы и значительная часть переходных металлов) слабо намагничиваются и не сохраняют это состояние вне магнитного поля — это парамагнетики. Металлы, выталкиваемые магнитным полем, — диамагнетики (медь, серебро, золото, висмут).

Напомним, что при рассмотрении электронного строения металлов мы разделили металлы на металлы главных подгрупп ($s-$ и $р-$элементы) и металлы побочных подгрупп (переходные $d-$ и $f-$элементы).

В технике принято классифицировать металлы по различным физическим свойствам:

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Урок 2. Основные классы неорганических соединений

Видео:Химические свойства металлов. 9 класс.Скачать

Оксиды

Оксиды — сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух химических элементов, один из которых — кислород. Атом кислорода в оксидах всегда имеет степень окисления –2.

Определите, какое из следующих соединений — оксид:

Оксидом является последнее соединение — P₂O₅ (в состав РН₃ не входит атом кислорода, а в состав H₃PO₄ входят атомы трёх химических элементов: H, Р, O).

Оксиды называют по схеме:

оксид чего? (название элемента).

Например: СаО — оксид кальция.

Если оксид образован химическим элементом с переменной валентностью, то после названия элемента, нужно указать его валентность.

Например: Fe₂О₃ — оксид железа III, FеО — оксид железа II.

Задание 2.1. Среди следующих соединений найдите оксиды и назовите их:

Задание 2.2. Составьте формулы следующих оксидов: оксид хрома III, оксид углерода IV, оксид магния, оксид серы VI, оксид азота V, оксид калия, оксид марганца VI.

Многие оксиды могут реагировать с кислотами или основаниями. Продуктами таких реакций являются соли. Поэтому такие оксиды называются солеобразующими.

Однако существует небольшая группа оксидов, которые к таким реакциям не способны. Такие оксиды называются несолеобразующими:

Задание 2.3. Назовите эти несолеобразующие оксиды.

Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия:

Солеобразующие оксиды делятся на три группы: основные, кислотные, амфотерные.

Точно установить характер оксида можно, только изучая его химические свойства. Например, кислотные оксиды реагируют с основаниями и не реагируют с кислотами. Основные оксиды реагируют с кислотами и не реагируют с основаниями. Амфотерные оксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями, причём, реагируя с кислотами, они проявляют свойства основных оксидов, а реагируя с основаниями, — кислотных.

Отсюда вывод: в химических реакциях участвуют вещества с противоположными свойствами:

• основание и кислота;
• металл и неметалл;
• окислитель и восстановитель.

Впрочем, последние два случая мы рассмотрим позднее (см. уроки 2.4 и 7).

Поэтому, если определить по формуле оксида, какими свойствами он обладает, — можно предсказать, возможна ли эта реакция или нет! Но КАК это сделать? Вот некоторые правила:

• неметаллы образуют только кислотные оксиды*;
• металлы могут образовывать разные оксиды — основные, амфотерные, кислотные — в зависимости от валентности металла.

* Обратите внимание, что и безразличные оксиды образуются только неметаллами.

Предсказать свойства оксида металла может помочь эта схема.

Итак, основные оксиды металлов от кислотных оксидов металлов отличить легко: малая валентность металла — основный оксид; большая — кислотный. Но как быть с амфотерными оксидами? «Любимая» валентность металлов в этих оксидах — III. Но есть и исключения. Поэтому желательно запомнить формулы наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов:

Задание 2.4. Назовите эти амфотерные оксиды.

Задание 2.5. Классифицируйте нижеприведённые оксиды:

Упражнение рекомендуется выполнить по схеме:

1. Определить, не является ли данный оксид несолеобразующим;

2. Определить, какой элемент входит в состав оксида: металл или неметалл, для чего выписать из таблицы Менделеева символы элементов – неметаллов: они расположены в главных подгруппах выше линии БОР — АСТАТ и на этой линии. Это:

3. Если в состав оксида входит атом неметалла — то оксид кислотный;

4. Для атома металла определить валентность, и по схеме определить характер оксида: основный, амфотерный или кислотный.

• Сr₂О₃ — амфотерный, так как хром — металл с низкой валентностью III;
• N₂O₃ — кислотный оксид, так как азот — неметалл;
• СrO₃ — кислотный оксид, так как хром — металл с высокой валентностью VI.

Зная характер оксида, можно описать его свойства.

Свойства кислотных оксидов

1. Кислотные оксиды, кроме SiО₂, реагируют c водой, образуя кислоту:

Чтобы составить формулу кислоты, нужно «сложить» все атомы исходных веществ, записывая на первом месте символ водорода, на втором — символ элемента, образующего оксид, и на последнем — символ кислорода. Если индексы получились чётными, их можно сократить:

Эти же реакции можно записать в виде «арифметического примера»:

Задание 2.6. Составьте уравнения реакций с водой для кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

кислотный оксид + вода → кислота

2. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами, образуя соль соответствующей кислоты, т. е. кислоты, которая образуется при взаимодействии этого оксида с водой (см. выше):

Для того чтобы составить такое уравнение, нужно:

• составить формулу кислоты («прибавив» к молекуле оксида молекулу воды);
• определить валентность кислотного остатка (это часть молекулы кислоты без атомов водорода). В данном случае кислотный остаток имеет состав СО₃, его валентность равна числу атомов водорода в кислоте, т. е. II;
• составить формулу соли, записав вместо атомов водорода атом металла из основного оксида с его валентностью (в данном случае — натрий);
• составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка.

Задание 2.7. Составьте уравнения реакций с оксидом кальция кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

кислотный оксид + основный оксид → соль

3. Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль соответствующей кислоты и воду:

Принципы составления уравнения те же, что и для реакций с основными оксидами (см. пункт 2).

Задание 2.8. Составьте уравнения реакций с гидроксидом натрия NаОН кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

кислотный оксид + основание → соль + вода

ЗАПОМНИТЕ! Кислотные оксиды и с кислотами и кислотными оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!

Свойства основных оксидов

1. Основные оксиды реагируют с водой, образуя основание. Реакция происходит, если получающееся основание растворимо в воде.

Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х — валентность металла, равная числу ОН групп.

Последняя реакция не идет, так как основание Fe(ОН)₃ нерастворимо в воде. Растворимость веществ в воде можно определить по таблице растворимости (рис. 2).

При определении возможности протекания данной реакции можно использовать и другое правило.

Основный оксид реагирует с водой, если он образован активным металлом. Такие металлы стоят в ряду напряжений до магния (см. табл. 3).

Задание 2.9. Составьте уравнения реакций с водой для основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

основный оксид + вода → основание

2. Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

Обратите внимание: при составлении формулы соли нужно вместо атомов водорода в формуле кислоты написать символ металла, а затем составить полученную формулу по валентности.

Задание 2.10. Составьте уравнения реакций с Н₂SО₄ для основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

основный оксид + кислота → соль + вода

3. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соль (см. задание 2.7).

4. Некоторые основные оксиды реагируют при нагревании с водородом, при этом образуется металл и вода:

ЗАПОМНИТЕ! Основные оксиды с основаниями и основными оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!

ВЫВОД. В реакцию легче всего вступают вещества с противоположными свойствами, и не вступают в реакцию вещества со сходными свойствами.

Свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды (от греч. amphi — двойной) проявляют двойственные свойства: они могут реагировать и с кислотами, и с основаниями (точнее, со щелочами). При этом образуются соль и вода.

* Такая реакция не происходит, но эта схема позволяет определить состав «кислотного остатка» и его валентность, а затем составить химическую формулу соли.

Задание 2.11. Составьте уравнения реакций с КОН и с НNО₃ для амфотерных оксидов из задания 2.5.

Задание 2.12. С какими веществами (Н₂О, NаОН, НСl) могут реагировать оксиды: Cr₂O₃, CrO, SO₃, V₂O₅?

Составьте уравнения необходимых реакций. При составлении уравнений реакций помните:

• реагируют вещества с противоположными свойствами;
• сначала определите, какой это оксид (см. задание 2.5);
• затем, исходя из свойств этого оксида, составьте уравнения, пользуясь схемами заданий 2.6–2.10 и вышеприведенными уравнениями реакций для амфотерных оксидов.

Способы получения оксидов

Оксиды могут быть получены при разложении некоторых кислот, оснований, солей:

Оксиды обычно получают при сгорании в кислороде простых и сложных веществ:

Обратите внимание! При сгорании сложных веществ образуются оксиды элементов, которые входят в его состав. Исключение составляют только азот и галогены (F, Cl, Br, I), которые выделяются в виде простых веществ. Например:

Выводы

Молекулы оксидов состоят из атомов двух элементов. Один из этих элементов — кислород. Оксиды, образующие соли, бывают кислотные, амфотерные и основные. Оксиды реагируют с веществами, которые проявляют противоположные свойства.

• Основные оксиды — с кислотными оксидами или кислотами.
• Кислотные оксиды — с основными оксидами или основаниями.
• Амфотерные — и с кислотами, и с основаниями (щелочами).

В каждой из таких реакций образуется соль и вода.

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Кислоты

Кислоты — это сложные вещества, в состав молекул которых входит активный атом водорода и кислотный остаток. Этот активный атом водорода в химических реакциях способен замещаться на атом металла, в результате чего всегда получается соль.

В формулах неорганических кислот этот атом водорода записывается на первом месте*:

* В химических формулах органических кислот атом водорода стоит в конце, например, CH₃–COOH уксусная кислота

В состав любой кислоты кроме атомов водорода входит кислотный остаток. Кислотный остаток — это часть молекулы кислоты без атомов водорода (которые могут быть замещены на атом металла). Валентность кислотного остатка равна числу таких атомов водорода:

При определении валентности кислотного остатка учитываются те атомы водорода, которые участвовали в реакции или могут участвовать в ней. Так, фосфорной кислоте Н₃РО₄, в зависимости от условий, могут соответствовать кислотные остатки иного состава:

У органических кислот не все атомы водорода в молекуле способны замещаться на атом металла:

Задание 2.13. Определите состав и валентность кислотных остатков для кислот, учитывая, что все атомы водорода кислот участвуют в реакции:

По числу атомов водорода кислоты делят на одноосновные и многоосновные:

• НСl — одноосновная, так как один атом водорода;
• Н₂СО₃ — двухосновная, так как два атома водорода.

По составу кислоты делят на:

Бескислородные кислоты представляют собой растворы некоторых газов в воде, при этом и растворённому газу, и полученному раствору приписывают одинаковые свойства, хотя это не так. Например, из простых веществ водорода и хлора получается газ хлороводород:

Этот газ не проявляет кислотных свойств, если он сухой: его можно перевозить в металлических ёмкостях, и никакой реакции не происходит. Но при растворении хлороводорода в воде получается раствор, который проявляет свойства сильной кислоты, её перевозить в металлических ёмкостях нельзя! Этот раствор называется «соляная кислота».

Названия бескислородных кислот составляют по принципу:

«ЭЛЕМЕНТ» + «ВОДОРОД»ная кислота

• H₂S — сероводородная кислота (это раствор газа сероводорода в воде);
• НСl — хлороводородная (соляная) кислота (это раствор газа хлороводорода в воде);
• НF — фтороводородная (плавиковая) кислота (это раствор газа фтороводорода в воде).

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при действии воды на кислотные оксиды (см. задание 2.6). Исходные кислотные оксиды называются «АНГИДРИДЫ кислот»:

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:

или в суммарном виде:

Таким образом, Р₂O₅ — ангидрид фосфорной кислоты, а также некоторых других, менее устойчивых кислот.

Обратите внимание! Название кислородосодержащей кислоты содержит в виде корня название элемента, входящего в состав ангидрида:

Если элементу соответствуют несколько кислот, то для кислоты с большей валентностью элемента, входящего в состав ангидрида, в названии употребляют суффикс «Н» или «В». Для кислот с меньшей валентностью элемента в названиях добавляют еще один суффикс «ИСТ».

Валентность элемента проще всего определять по формуле ангидрида:

Обратим внимание, что в названии сернистой кислоты основной суффикс -ИСТ-, а суффикс -Н- введён дополнительно для благозвучия.

Сведём всё известное о названиях кислот в таблицу 4.

Задание 2.14. Заполнить табл. 4, заменив знаки вопросов формулами и названиями соответствующих кислот.

Задание 2.15. Напишите НА ПАМЯТЬ формулы кислот: кремниевой, сернистой, серной, сероводородной, азотистой, азотной, соляной, фосфорной, угольной. Укажите ангидриды этих кислот (там, где они существуют).

Свойства кислот

Главным свойством всех кислот является их способность образовывать соли. Соли образуются в любой реакции, в которой участвует кислота, при этом замещаются активные атомы водорода (один, все или несколько).

1. Кислоты реагируют с металлами, при этом атом водорода кислоты замещается на атом металла — в результате образуется растворимая соль* и водород:

* Если образуется нерастворимая соль, то эта соль закрывает поверхность металла и реакция останавливается.

Не все металлы способны вытеснять водород из растворов кислот: этот процесс возможен только для тех металлов, которые стоят в ряду напряжений ДО водорода (рис. 3 или таблица 3).

Задание 2.16. Составьте уравнения возможных реакций:

1. серная кислота + алюминий →
2. соляная кислота + серебро →
3. бромоводородная кислота + цинк →

При составлении уравнений пользуйтесь рядом напряжений и схемой реакции:

кислота + металл (до водорода) → соль + водород

Не забывайте, составляя формулы солей, учитывать валентность металла и кислотного остатка.

Некоторые кислоты могут растворять металлы, которые стоят в ряду напряжения после водорода, но водород при этом не выделяется:

2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду*. Это реакция обмена, и поэтому валентность составных частей в результате реакции не меняется:

* Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.

Задание 2.17. Составьте аналогичные уравнения реакций по схеме:

кислота + основание → соль + вода

• серной кислоты и Fe(ОН)₃;
• соляной кислоты и Ва(ОН)₂;
• сернистой кислоты и NаОН.

• составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка;
• расставить коэффициенты.

3. Кислоты могут реагировать с солями. При этом сильная кислота вытесняет более слабую из её соли.

• К сильным кислотам относятся: серная, азотная, соляная и др.
• К слабым кислотам относятся: угольная, кремниевая, сероводородная, азотистая.

Происходит реакция обмена: образуется новая соль и новая кислота.

Более подробно о подобных реакциях см. в уроке 6.

Задание 2.18. Составьте НА ПАМЯТЬ формулы: а) сильных, б) слабых кислот.

Задание 2.19. Составьте уравнения реакций по схеме:

(более сильная) кислота + соль → соль + кислота (более слабая):

4. И, наконец, выяснив свойства кислот, зададим себе вопрос: а можно ли обнаружить кислоту в растворе? Например, в одном стакане налита вода, а в другом — раствор кислоты. Как определить, где кислота? Хотя многие кислоты кислые на вкус, пробовать их НЕЛЬЗЯ — это опасно! Выручают особые вещества — ИНДИКАТОРЫ. Это соединения, которые изменяют цвет в присутствии кислот:

• синий ЛАКМУС становится красным;
• оранжевый МЕТИЛОРАНЖ тоже становится красным.

Выводы

• по числу атомов водорода на одноосновные, двухосновные и т. д.,
• по наличию атома кислорода в составе молекулы на бескислородные и кислородсодержащие,
• по силе на сильные и слабые,
• по устойчивости на устойчивые и неустойчивые.

• с активными металлами (до «Н»),
• с основаниями,
• с основными и амфотерными оксидами,
• с солями более слабых кислот.

Кислоты обнаруживаются индикаторами в кислой («красной») области.

Видео:9 класс. Галогены. Химические свойства.Скачать

Основания

Основания — это сложные соединения, в состав молекул которых входит атом металла и гидроксогруппа ОН:

Валентность ОН-группы равна I.

Основания называют по схеме:

гидроксид (чего?) металла (n),

где n — переменная валентность металла.

• Са(ОН)₂ — гидроксид кальция,
• Fе(OH)₃ — гидроксид железа (III),
• NH₄OH — гидроксид аммония.

Обратите внимание. В состав последнего основания не входит атом металла. Это исключение. Валентность группы NН₄ (аммоний) равна I.

Основания бывают растворимые в воде и нерастворимые в воде. Это легко определить по таблице растворимости.

Растворимые в воде основания называются ЩЕЛОЧАМИ. В состав щелочей входят атомы активных металлов (они находятся в начале ряда напряжений, до магния). Гидроксид аммония тоже относится к щелочам, так как существует только в растворах.

Задание 2.20. Составьте, пользуясь таблицей растворимости или рядом напряжений, химические формулы 2–3 щелочей.

Свойства и способы получения щелочей

Щёлочи можно получить действием активного металла (К, Nа, Cа, Ва) или его оксида на воду:

1. Растворы щелочей реагируют с кислотными и амфотерными оксидами (см. урок 2.1) и с кислотами (см. урок 2.2). Последняя реакция называется реакцией НЕЙТРАЛИЗАЦИИ:

Реакция нейтрализации характерна для всех кислот!

2. Растворы щелочей реагируют с растворами солей. Реакция происходит, если образуется хотя бы одно нерастворимое соединение. Эта реакция относится к реакциям обмена, т. е. в результате получается новая соль и новое основание:

1. Последняя реакция не происходит, так как оба полученных вещества растворимы в воде.
2. Валентности составных частей исходных молекул определяйте по кислотному остатку или по числу групп ОН.
3. Полученные значения валентностей используйте при составлении формул полученных веществ.
4. Растворимость получаемых веществ определяйте по таблице растворимости.

Задание 2.21. Расставьте коэффициенты в вышеприведённых уравнениях реакций.

Задание 2.22. Составьте уравнения реакций обмена:

Определите, какая из реакций не происходит и почему.

3. Растворы щелочей, как и растворы кислот, способны изменять окраску индикаторов:

• фиолетовый лакмус синеет,
• оранжевый метилоранж желтеет,
• бесцветный фенолфталеин краснеет.

Все изменения окрасок индикаторов можно свести в таблицу 5.

Обратите внимание: если к воде добавить кислоты, то в растворе будет кислая среда; если добавить щелочь — щелочная; в чистой воде среда нейтральная.

Вопрос 1. Можно ли при помощи фенолфталеина узнать, что налито в стакане: вода? НCl? КОН? А при помощи лакмуса?

Вопрос 2. Почему реакция между кислотой и щелочью названа реакцией нейтрализации?

Свойства и способы получения нерастворимых в воде оснований

Среди нерастворимых в воде оснований следует выделить особую группу веществ — амфотерные гидроксиды. Их свойства будут рассмотрены ниже. Способы получения их такие же, как и для нерастворимых оснований.

Нерастворимые основания получают, действуя на раствор соли, в состав которой входит нужный атом металла, раствором щёлочи:

Попробуем определить, какие вещества нужно взять для того, чтобы получить гидроксид марганца (II):

Задание 2.23. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно получить: а) гидроксид железа (III), б) гидроксид железа (II).

Свойства нерастворимых в воде оснований во многом отличаются от свойств щелочей: нерастворимые в воде основания не могут реагировать с растворами солей, а также с амфотерными и некоторыми кислотными оксидами. Они не изменяют окраску индикатора.

1. Нерастворимые основания могут реагировать с кислотами, если при этом происходит растворение исходного нерастворимого вещества (осадка):

Таким образом, эта реакция возможна, если образуется растворимая соль (см. таблицу 3).

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании. При этом, чем меньше активность металла (см. ряд напряжений), тем легче разлагается основание на оксид и воду:

Свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Это означает, что в состав амфотерного гидроксида входит тот же атом металла и с той же валентностью, что и в состав амфотерного оксида:

Как вы думаете, почему эти вещества называются амфотерными? (Если ответить не можете — загляните в урок 2.1.)

Ответ простой — амфотерные соединения проявляют двойственные свойства, т. е. реагируют) и с кислотами, и со щелочами (и растворяются при этом):

Если эта реакция происходит с растворами щелочей, то вместо вещества состава Na₃AlO₃ (или NaAlO₂)* образуется сложное комплексное соединение:

* Ортоалюминиевая кислота H₃AlO₃ теряет молекулу H₂O, и образуется метаалюминиевая кислота HAlO₂, в которой кислотный остаток AlO₂ имеет валентность I.

Задание 2.24. Составьте уравнения реакций с кислотой и со щёлочью для амфотерных гидроксидов: а) гидроксида цинка; б) гидроксида хрома (III).

Выводы

Молекулы неорганических оснований содержат гидроксогруппу ОН. Все неорганические основания, кроме NH₄OH, содержат атом металла. Основания делят на растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые в воде.

Растворы щёлочей реагируют:

• с кислотами (реакция нейтрализации),
• с кислотными и амфотерными оксидами,
• с растворами солей.

Щёлочи обнаруживаются индикаторами в щелочной («синей») области. Нерастворимые в воде основания не изменяют окраску индикатора, могут реагировать с некоторыми кислотами и кислотными оксидами, а также термически неустойчивы.

Соли — это продукт реакции между кислотой и основанием, например реакции нейтрализации. Даже если такая реакция невозможна, ЛЮБОЙ соли можно поставить в соответствие основание и кислоту. Поэтому в состав любой соли входит остаток основания (обычно атом металла или группа NH₄) и остаток кислоты (кислотный остаток).

Задание 2.25. Попробуйте определить для каждой из этих солей

где в её молекуле остаток кислоты, а где — остаток основания. Определите валентности составных частей.

Обратите внимание, что в состав некоторых солей входят атомы водорода или группы ОН. Такое различие подсказывает, что соли могут быть разных типов. Рассмотрим три вида солей.

Средние соли. Такие соли получаются, если кислота и основание полностью прореагировали:

Кислые соли. Такие соли получаются, если не все атомы водорода кислоты были замещены на атом металла:

Кислотные остатки таких солей содержат атом водорода. Кислые соли образуются в результате гидролиза некоторых солей, а также при взаимодействии средней соли с ангидридом «своей» кислоты:

Кислые соли могут проявлять некоторые свойства кислот, например они могут реагировать с щелочами:

Основные соли. Такие соли образуются, если не все группы ОН основания замещены на кислотный остаток:

Такие соли содержат гидроксогруппу ОН. Основные соли образуются в результате гидролиза некоторых солей. Основные соли могут проявлять некоторые свойства оснований. Например, они могут реагировать с кислотами:

Способы получения солей

Вспомните, во многих примерах, которые иллюстрировали свойства оксидов, кислот, оснований, — продуктом реакции была соль. Попробуем обобщить эти сведения и выяснить, в результате каких процессов можно получить СОЛЬ заданного состава. Прежде всего, отметим, что способы получения солей можно условно разбить на 2 группы:

• I — получение солей из веществ, которые не являются солями;
• II — получение солей из других солей.

Реакции I группы основаны на том, что в реакцию вступают противоположные по свойствам вещества (рис. 4).

Приведём конкретные примеры:

1. Металл + неметалл (галоген или сера):

2. Металл + кислота:

3. Основный оксид + кислотный оксид:

4. Основный оксид + кислота:

5. Основание + кислота:

6. Основание + кислотный оксид:

Задание 2.26. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях. Приведите свои примеры каждого типа.

Реакции II группы являются реакциями обмена или замещения. В каждой из таких реакций участвует соль, и поэтому способы получения солей по группе II фактически являются химическими свойствами солей:

7. Более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей:

обратный процесс не идёт:

Активность металлов можно определять по ряду напряжений:

В этом ряду любой металл активнее всех металлов, стоящих после него (правее него).

8. Сильная кислота вытесняет более слабую кислоту из её соли:

9. Щёлочь, реагируя с солью, образует новое основание и новую соль

Эта реакция происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.

10. Соль, вступая в реакцию обмена с другой солью, образует две новые соли

Эта реакция также происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.

Например, эта реакция:

невозможна, так как обе полученные соли растворимы. А этот процесс:

невозможен потому, что СаСО₃ (мел) нерастворим в воде.

Названия солей

Названия солей происходят от латинского названия химического элемента, который входит в состав кислотного остатка (исключая кислород):

• S — сульфур;
• N — нитрогениум;
• С — карбонеум;
• Si — силициум.

Очевидно, что для солей разного состава должны быть разные названия. Это достигается введением суффиксов:

• для солей бескислородных кислот -ИД-;
• для солей кислородсодержащих кислот -ИТ- (меньшая валентность элемента), АТ- (бОльшая валентность элемента).

Задание 2.27. Составьте названия вышеприведённых солей серусодержащих кислот.

При правильной работе должно получиться:

Аналогично составляют названия остальных солей (табл. 6).

Задание 2.28. Дополните таблицу 6, составив химические формулы солей тех металлов, которые указаны в таблице.

При составлении названий кислых солей используют частицу «гидро»:

При составлении названий основных солей используют частицу «гидроксо»:

Задание 2.29. Назовите все соли, которые встречаются в тексте и уравнениях реакций этого раздела.

Задание 2.30. Составьте по 3–4 уравнения реакций получения:

Выводы

Соли состоят из остатков веществ, которые проявляют противоположные свойства: кислоты и основания.

📽️ Видео

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Оксиды. Химические свойства. 8 класс.Скачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

ВСЕ ПРО АЛКАНЫ за 8 минут: Химические Свойства и ПолучениеСкачать

9 класс. Железо. Химические свойства. Ч1Скачать

ВСЯ ХИМИЯ 10 КЛАСС ОВР в нейтральной среде / Метод полуреакций WannaBeTeacher Усенов УланСкачать

9 класс. Химические свойства металловСкачать

8 класс. Кислоты. Химические свойства разбавленных кислот.Скачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Химические свойства алканов | Химия ЕГЭ для 10 класса | УмскулСкачать

Химические свойства ОСНОВАНИЙ 8 класс | ПРИНЦИП составления ЛЮБОЙ реакции с участием основанийСкачать

Как составлять ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | 4 лайфхака - 95 ВСЕХ РЕАКЦИЙ в химии!Скачать

Химия с нуля — Химические свойства АлкеновСкачать

Химические свойства алканов. 1 часть. 10 класс.Скачать

Химические свойства воды/часть 1/химия 8 классСкачать