Классы неорганических соединений

 

К основным классам неорганических соединений относятся оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды. Оксидами называют соединения элементов с кислородом, в которых он проявляет степень окисления -2 (Na₂O, CaO, Al₂O₃, SO₂, P₂O₅). Они могут быть получены при горении или медленном окислении простых и сложных веществ, также как и при термическом разложении последних. Оксиды, которые не образуют гидратных соединений и солей, называют несолеобразующими (CO, NO, N₂O). Солеобразующие оксиды подразделяют на кислотные, основные и проявляющие кислотно-основную двойственность (амфотерные). Характерной особенностью кислотных и основных оксидов является образование ими солей при взаимодействии соответственно с основаниями (основными оксидами) и кислотами (кислотными оксидами). Кислотные оксиды, как правило, непосредственно взаимодействуют с водой. Кислотные оксиды образуют все неметаллы (кроме F, He, Ar, Kr) и те из металлов, которые могут находиться в высокой степени окисления +5, +6, +7 (V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇). Основные оксиды образуют металлы в низкой степени окисления (+1, +2): щелочные, щелочноземельные, магний, железо, кобальт и др. Оксиды третьей группы способны проявлять как кислотные, так и основные свойства, например:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O;

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

Такие оксиды образуют некоторые металлы в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO) и почти все металлы в степени окисления +3 и +4 (Al₂O₃, Cr₂O₃. MnO₂, SnO₂). С повышением степени окисления металла основные свойства оксидов ослабевают, а кислотные усиливаются. В том же направлении изменяются свойства оксидов элементов одного и того же периода по ряду слева направо и, наоборот, усиливаются основные свойства оксидов с увеличением порядкового номера элементов в главных подгруппах периодической системы Д.И.Менделеева.

Кислоты. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы водорода. Анионами в этих случаях становятся кислотные остатки. Число ионов водорода, образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты, определяет ее основность. Для кислот характерно взаимодействие с основаниями и оксидами, проявляющими основные свойства или кислотно-основную двойственность, что приводит к образованию солей. Отсутствие или наличие атомов кислорода в молекулах кислот подразделяет их на бескислородные и кислородсодержащие. К первой группе относятся водные растворы галогеноводородов, сульфида, селенида и теллурида водорода; ко второй - гидратные производные кислотных оксидов. Прочность кислот определяется мерой способности их молекул разлагаться на оксид и воду. К непрочным относятся H₂CO₃, H₂SO₃. Сила кислот определяется их способностью к электролитической диссоциации. К сильным относятся HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др., к средним - H₃PO₄, к слабым - CH₃COOH, HCN.

Основания. Основаниями называются вещества, которые при электролитической диссоциации в водных растворах образуют в качестве анионов только гидроксид-ионы ОН^-. Кислотность основания определяется числом гидроксогрупп в его молекуле. В воде хорошо растворимы только гидроксиды щелочных металлов, за исключением LiOH. Прочность основания определяется мерой их способности разлагаться на оксид и воду. К самым непрочным относятся гидроксиды серебра и ртути, разлагающиеся в момент своего образования. Сила основания определяется их способностью к электролитической диссоциации. Самыми сильными, полностью диссоциированными являются гидроксиды щелочных металлов. Для оснований характерны реакции образования солей при взаимодействии с кислотами и оксидами, способными проявлять кислотные свойства.

Соли. Солями называют вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют катионы металлов (или NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. По составу различают средние, кислые, основные, двойные, смешанные соли. В водном растворе кислые соли образуют два катиона: ионы металла и водорода, а основные соли - два аниона: гидроксо-ион и кислотный остаток. Двойными солями называют соли, образованные разными катионами и одним и тем же анионом (KAl(SO₄)₂×12H₂O). Смешанными называют соли, образованные одним и тем же катионом, но разными анионами (BaClNO₃, CaCl(OCl)).

 

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ.

 

Опыт 1: Получение и свойства оксидов.

а) В пробирку поместить немного оксида кальция и прилить 1-2 мл дистиллированной воды. Испытать реакцию раствора полоской универсальной индикаторной бумаги и фенолфталеином. Написать уравнения реакции.

б) В пробирку налить 1 мл раствора сульфата меди (II) и прилить раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Пробирку с осадком нагреть до кипения. Что происходит, почему? Полученный осадок проверить на растворимость в воде, кислоте и щелочи. Написать уравнения протекаемых реакций.

в) На керамическую плитку поместить немного красного фосфора и накрыть его воронкой с надетой на нее сухой пробиркой. Под край воронки положить стеклянную палочку так, чтобы образовалась щель для доступа воздуха. Нагретой стеклянной палочкой поджечь фосфор (ТЯГА!). По окончании реакции воронку перевернуть вместе с пробиркой и прилить 1-2 мл воды. Испытать реакцию полученного раствора полосками универсальной индикаторной и синей лакмусовой бумаги. Написать уравнения реакций.

г) Алюминиевую проволоку очистить наждачной бумагой. На очищенную поверхность нанести каплю раствора ртути (I). Когда поверхность металла под раствором станет серой, каплю стряхнуть, мокрое место растереть фильтровальной бумагой и оставить металл на воздухе. Что наблюдается? Образующиеся хлопья оксида собрать и исследовать на растворимость в воде, кислоте и щелочи. Написать уравнения реакций.

Опыт 2: Получение и свойства гидроксидов.

а) Получить раствор гидроксида натрия. Испытать реакцию раствора полоской индикаторной бумаги и фенолфталеином. Написать уравнение реакции.

б) Получить гидроксид никеля и исследовать его отношение к кислоте и щелочи. Написать уравнения реакций в молекулярных и сокращенно-ионных формах.

в) Получить гидроксид хрома (III) и исследовать его отношение к кислоте и щелочи. Написать уравнения реакций в молекулярных и сокращенно-ионных формах.

 

 

Опыт 3: Получение и свойства солей.

а) Испытать действие щелочи, концентрированной и разбавленной серной кислоты на цинк и медь. Записать результаты наблюдений и уравнения реакций.

б) Проделать качественные реакции, доказывающие, что данный Вам раствор является раствором хлорида бария. Написать уравнения реакций в молекулярных и сокращенно-ионных формах.

в) В растворы сульфатов меди и цинка опустить по кусочку стальной проволоки. Что происходит? Написать уравнения реакций.

г) В одну пробирку налить небольшое количество раствора хромата, в другую - бихромата. Какова окраска растворов, обусловленная ионами CrO₄^2- и Cr₂O₇^2-? Прибавить в первую пробирку несколько капель раствора серной кислоты, в другую - столько же раствора щелочи. Как изменилась окраска растворов? Написать уравнения реакций в молекулярных и ионных формах с учетом обратимости процесса перехода хромат-иона в бихромат-ион.

 

ВОПРОСЫ САМОКОНТРОЛЯ ПО ТЕМЕ

"КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ"

1. Какие из оксидов - CO₂, CaO, P₂O₅, NO₂, SO₂ способны к солеобразованию: а) с кислотами, б) со щелочами? Ответ проиллюстрировать уравнениями реакций. Назвать оксиды.

2. Закончить уравнения реакций:

NaOH + Cl₂O₇ ® Zn + H₂SO₄ (конц.) ®

Zn + H₂SO₄ (разб.) ® Al + H₂SO₄ (разб.) ®

Cr(OH)₃ + H₃AsO₄ ® Cr(OH)₃ + NaOH ®

ZnOHCl + H₂SO₄ ® BiOCl + H₂SO₄ ®

PBr₃ + H₂O ® Cl₂ + H₂O ®

3. Осуществить превращения:

Na₂CO₃ ® NaHCO₃ Zn ® ZnSO₄

NaHCO₃ ® Na₂CO₃ ZnSO₄ ® Zn

4. Предложить не менее пяти различных способов получения ZnSO₄.

5. Получить нитрат аммония из воды и воздуха.

6. В каком направлении и почему будет смещаться равновесие:

2H⁺ + 2CrO₄^2- Û Cr₂O₇^2- + H₂O

при добавлении щелочи и кислоты.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2