Важнейшие классы и номенклатура неорганических соединений

Соединения элементов с кислородом. Способы получения оксидов. Взаимодействие веществ с кислородом. Определение кислоты с помощью индикаторов. Основания, растворимые в воде. Разложение кислородных солей при нагревании. Способы получения кислых солей.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 13.02.2015
Размер файла 14,8 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Важнейшие классы и номенклатура неорганических соединений

Неорганические соединения делят на следующие классы: оксиды, гидроксиды (кислоты и основания), амфотерные гидроксиды, соли.

1. Оксиды

По международной номенклатуре соединения элементов с кислородом называют оксидами; при обозначении этих соединений рядом с формулой или названием указывают в скобках степень окисления элемента, например FeO--оксид железа (II), Fе2О3 - оксид железа (III). Оксиды разделяют на солеобразующие и несолеобраэующие. Солеобразующие, в свою очередь делят на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотными (SO2, CO2 и др.) называют такие оксиды, которые образуют соли с основаниями или основными оксидами, например:

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + Н2О

Основными (CuO, FeO и др.) называют такие оксиды, которые образуют соли с кислотами или кислотными оксидами, например:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + Н2О

Амфотерными называют оксиды металлов, образующие соли при взаимодействии как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами), например:

ZnO + 2НС1 = ZnCI2 + Н2О

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2О

Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами:

FeO + H2SO4 = FeSO4 + Н2О; MgO + SO3 = MgSO4

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов вступают во взаимодействие с водой:

СаО + Н2O = Са(ОН)2

Кислотные оксиды реагируют с гидроксидами, основными оксидами и (многие) с водой:

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O; Р2О5 + ЗСаО = Cа3(РO4)2;

SO3 + H2O = H2SO4

Способы получения оксидов:

взаимодействие веществ с кислородом

2Mg + О2 = 2MgO: S + О2 = SO2

разложение гидроксидов, кислот

Сu(ОН2) = СuО + Н2О; 2Н3ВО3 = В2О3 + 3H2O

разложение солей

СаСО3 = СаО + СО2

разложение оксидов

4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2

взаимодействие кислот, обладающих окислительными свойствами, с металлами и неметаллами

С + 2H2SO4 (конц.) = СО2 + 2SO2 + 2Н2О

2. Кислоты

Число атомов водорода, способных замещаться металлами с образованием солей, определяет основность кислоты. Различают кислоты одноосновные (например НС1, НNO3), двухосновные (H2SO4, Н2S), трехосновные (Н3РO4).

По химическому составу кислоты делят на бескислородные (HF, НС1 и др.) и кислородсодержащие (Н2SО4, HNO3 и др.).

Большинство кислотных оксидов образует кислоты путем непосредственного присоединения воды. Кислотные оксиды называют ангидридами кислот. Молекулы некоторых ангидридов могут присоединять разные количества молекул воды. При этом образуются метакислоты, содержащие наименьшее количество воды, и ортокислоты, содержащие наибольшее количество воды.

Например:

Р2О5 + H2O = 2НРО3 -- метафосфорная кислота

Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2O7 -- пирофосфорная кислота

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РO4 -- ортофосфорная кислота

Название киcлот, в которых степень окисления центрального атома соответствует номеру группы в 1 таблице Д. И. Менделеева, образуется от русского (названия элемента с суффиксом «н» или «ов», например: HNO3 - азотная кислота, H2WO4 - вольфрамовая кислота.

Если элемент имеет разные степени окисления и образует не одну кислоту, то в название кислоты с низшей степенью окисления элемента вводится суффикс «ист», например: Н2SО3 - сернистая кислота; HNO2 - азотистая кислота.

Кислоты взаимодействуют с гидроксидами, основными оксидами, солями, металлами:

НС1 + NaOH = NaCI + Н2О; H2SO4 + CuO = CuSO4 + Н2О

H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HC1; 2HC1 + Zn = ZnCI2 + H2^

Некоторые кислоты разлагаются:

Н2СО3 = CO2^ + Н2О

Определяют кислоты с помощью индикаторов: лакмуса, метилового оранжевого и др.

Способы получения кислот:

взаимодействие ангидридов, с водой

N2O5 + Н2О = 2НNО3

взаимодействие солей с кислотами

NaCI + H2SO4 = NaHSO4 + НС1

окисление простых веществ

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

соединение неметалла с водородом с последующим растворением полученного соединения в воде (получение бескислородных кислот)

Н2 + Сl2 = НС1

3. Основания. Амфотерные гидроксиды

В зависимости от числа гидроксильных групп основания бывают однокислотные (КОН, NaOH и др.) и многокислотные [Са(ОН)2, Ва(ОН)2 и др.]. Основания, растворимые в воде, называют щелочами. К ним относят основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, и гидроксид аммония.

По международной номенклатуре основания называют гидроксидами. Например, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fе(ОН)3 - гидроксид железа (III).

Амфотерные гидроксиды. Гидраты амфотерных оксидов, как и. сами оксиды, обладают амфотерными свойствами. С кислотами они взаимодействуют как основания

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Основаниями - как кислоты:

H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Гидроксиды реагируют с кислотными оксидами, с кислотами, с солями, некоторые при нагревании разлагаются:

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3v + H2O; NaOH + НС1 = NaCI + Н2О 2КОН + CuSO4 == Cu(OH)2v + K2SO4;

2Fе(ОН)3 = Fе2О3 + ЗН2О

Растворимые гидроксиды -- щелочи определяют с помощью индикаторов: лакмуса, фенолфталеина, метилового оранжевого и др.

Гидроксиды получают взаимодействием:

щелочных и щелочноземельных металлов с водой

2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2^

оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2

солей со щелочами (способ получения нерастворимых гидроксидов)

FeSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Fe(OH)2v

Щелочи также получают электролизом растворов солей калия, натрия.

4. Соли

Соли делят на средние (например, Na2SO4, Nа2СО3), кислые (NaHSO4, NaHC03) и основные (NiOHNO3,A1OHSO4).

По международной номенклатуре название средних и кислых солей производят от названия кислот и металлов, их образовавших. Так: CuSO4 - сульфат меди, К2SO3 - сульфит калия, NaHSO3 - гидросульфит натрия, Nа3РO4 - фосфат натрия, NaHPO4 - гидрофосфат натрия, NaH2PO4 - дигидрофосфат натрия.

Основные соли называют гидроксосоляма, например: NiOHNO3 - нитрат гидроксоникеля, A1OHSO4 - сульфат гидроксоалюминия.

Соли реагируют с солями, кислотами, щелочами, водой, некоторые разлагаются при нагревании:

NaCI + AgNO3 = NaNO3 + AgClv;

СаСО3 + 2HC1 = CaCI2 + CO2^ + Н2О

NiSO4 + 2NaOH == Na2SO4 + Ni(OH)2v;

CuSO4 + 5H2O = CuSO4 * 5Н2О

MgCO3 = MgO + CO2^

Средние соли получают взаимодействием:

металла с кислотой

Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2^;

Сu + 2Н2SO4(конц.) = CuSO4 + SO2^ + 2Н2О

основного оксида с кислотой

СаО + 2HC1 = CaCI2 + Н2О

гидроксида с кислотой

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2О

соли с кислотой

СаСО3 + 2НNО3 = Сa(NО3)2 + CO2^ + Н2О

основного оксида с кислотным

СаO + SiO2 = CaSiO3

гидроксида с кислотным оксидом

2КОН + N2O5 = 2КNО3 + Н2О

соли со щелочью

Fe(NO3)3 + 3NaOH == 3NaNO3 + Fe(OH)3v
соли с солью
Ва(NО3)2 + Na2SO4 = BaSO4v + 2NaNO3
металла с солью
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cuv
металла с неметаллом
Fe + S = FeS
металла со щелочью
оксид соль кислота основание
Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2^
неметалла со щелочью
Сl2 + 2КОН = КС1 + КС1O + Н20
неметалла с солью
Сl2 + 2KI = 2КС1 + I2
Средние соли можно получить также разложением кислородных солей при нагревании:
2КС1O3 = 2КC1 + 3O2^
Способы получения кислых солей:
неполная нейтрализация кислоты или кислотного оксида гидроксидом
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + Н2О; CO2 + NaOH == NaHCO3

действие кислоты или кислотного оксида на нормальную соль той же кислоты:

Nа2SO4 + H2SO4 = 2NaHSO4;

СаСО2 + Н2О = Са(НСО3)2

Основные соли чаще всего получают неполной нейтрализацией гидроксида кислотой:

Mg(OH)2 + НС1 = MgOHCl + H2O

Кислые соли можно перевести в средние прибавлением щелочи, а основные в средние--добавлением кислоты:

NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O;

Fe(OH)2Cl + 2НС1 = FeCI3 + 2Н2O

Литература

Аналитическая химия. Физические и физико-химические методы анализа./ Под ред. О.М.Петрухина. - М., 2005

Артеменко А.И. Органическая химия.- М., 2006

Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М., 2003

Биологическая химия./Под ред. Ю.Б. Филипповича, Н.И. Ковалевская, Г.А. Севастьяновой . - М., 2005

Биохимия./Под редакцией В.Г.Щербакова. - СПб., 2003

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.

    лабораторная работа [15,5 K], добавлен 17.09.2013

  • Гидролиз как реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз углеводов, белков, аденозинтрифосфорной кислоты. Краткая классификация солей. Слабые кислоты и основания. Гидролиз неорганических соединений: карбидов, галогенидов, фосфидов, нитридов.

    презентация [463,7 K], добавлен 01.09.2014

  • Общая характеристика щелочных металлов и их соединений, применение в промышленности. Формы металлов, встречающиеся в природе, и способы их получения. Химические свойства щелочных металлов и их взаимодействие с водой, с кислородом, с другими веществами.

    презентация [3,9 M], добавлен 22.09.2015

  • Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

    учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

  • Определение и классификация солей, уравнения реакций их получения. Основные химические свойства солей, четыре варианта гидролиза. Качественные реакции на катионы и анионы. Сущность процесса диссоциации. Устойчивость некоторых солей к нагреванию.

    реферат [12,9 K], добавлен 25.02.2009

  • Изучение химических методов получения порошков: восстановление оксидов и солей металлов твердыми или газообразными восстановителями, диссоциация карбонилов и неустойчивых соединений, металлотермия. Извлечение железа из использованных автомобильных шин.

    контрольная работа [198,7 K], добавлен 11.10.2010

  • Графическое изображение формул солей. Названия, классификация солей. Кислые, средние, основные, двойные, комплексные соли. Получение солей. Реакции: нейтрализации, кислот с основными оксидами, оснований с кислотными оксидами, основных и кислотных оксидов

    реферат [69,9 K], добавлен 27.11.2005

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.