Классы неорганических соединений

ЛЕКЦИЯ №2 КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Сложные неорганические соединения подразделяются на следующие классы: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли. Оксиды Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Способы получения оксидов 1) Взаимодействие простых веществ с кислородом: 2 Mg + O2 = 2 MgO; металл оксид S + О2 = SО2; неметалл оксид 2) Окисление сложных веществ (получаются оксиды элементов, входящих в состав сложного вещества): СН4 + 2 O2 = СО2 + 2 H2O; сложное вещество оксид оксид 3) Разложение высших оксидов: 4 СrO3 = 2 Cr2O3 + 3 O2; высший оксид низший оксид 4) Доокисление низших оксидов: 2 CO + O2 = 2 CO2. низший оксид высший оксид + смотри химические свойства гидроксидов и солей. По химическим свойствам оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды - это такие оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды. Образуются металлами с невысокими степенями окисления. К2O – КOH СaO – Ca(OH)2 FeO – Fe(OH)2 Кислотные оксиды – это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Образуются неметаллами и металлами в высшей степени окисления. СO2 – H2СO3 P2O5 – H3PO4 Mn2O7 – HMnO4 Амфотерные оксиды – это такие соответствуют и гидроксиды и кислоты. оксиды, которым ZnO – Zn(OH)2 или H2ZnO2 Al2O3 – Al(OH)3 или HAlO2 Cr2O3 – Сr(OH)3 или HCrO2 Химические свойства оксидов смотри способы получения гидроксидов и кислот; + уравнения 3-1, 4-2, 4-3, 5-3, 6-3, 7-1, 7-2. Гидроксиды Гидроксиды – сложные вещества, состоящие из атома металла и одной или нескольких гидроксогрупп ОН. Очевидно, что характерные свойства гидроксидов обусловлены гидроксидионом ОН–. Способы получения гидроксидов 1) Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой: 2 Na + 2 Н2О = 2 NaOH + Н2; металл вода гидроксид водород Са + 2 Н2О = Са(ОН)2 + Н2; металл вода гидроксид водород 2) Взаимодействие металлов с водой: оксидов щелочных и щелочноземельных К2O + Н2О = 2 КOH; основный вода оксид гидроксид СаО + Н2О = Са(ОН)2. основный вода оксид гидроксид + уравнение 8-4. По химическим свойствам гидроксиды бывают основные и амфотерные. Большинство гидроксидов проявляют основные свойства. К амфотерным гидроксидам относятся гидроксиды цинка, алюминия, свинца, олова, а также хрома, марганца, ванадия в промежуточных степенях окисления и некоторые другие. Химические свойства гидроксидов 1) Разложение (только нерастворимые гидроксиды): Cu(OH)2 = CuO + H2O. нерастворимый оксид вода гидроксид + уравнения 4-2, 4-3, 5-3, 6-3, 6-4, 7-4, 7-5, 7-6, 8-4. Кислоты Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, соединенных с кислотным остатком. Носителем кислотных свойств является ион водорода Н+. Способы получения кислот 1) Взаимодействие водорода бескислородные кислоты): H2 водород + с неметаллом (только Cl2 = 2 HCl; неметалл кислота 2) Взаимодействие кислотного оксида с водой: CO2 + Н2О = H2СO3. кислотный вода оксид кислота + уравнение 8-7. Кислоты могут классифицироваться несколькими способами. В зависимости от количества атомов водорода кислоты бывают одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2SO4, H2CO3), трёхосновные (Н3РО4) и так далее. По составу кислоты подразделяются на бескислородные (HCl, H2S) и кислородосодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4). В зависимости от силы кислоты подразделяются на сильные (HCl, H2SO4, HNO3) и слабые (H2CO3, H2S, H2SiO3). Химические свойства кислот смотри способы получения солей + уравнения 7-1, 7-2, 7-4, 7-5, 7-6, 8-7. Соли Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка. Способы получения солей 1) Взаимодействие металла бескислородных кислот): с неметаллом (только соли 2 Al + 3 Br2 = 2 AlBr3; металл неметалл соль 2) Взаимодействие металла с кислотой: Zn + 2 HCl = ZnCl2 + Н2. металл кислота cоль водород Разбавленные кислоты взаимодействуют только с металлами, стоящими в шкале стандартных электродных потенциалов до водорода. + уравнения 3-1, 4-3, 5-3, 6-3, 7-1, 7-2, 7-4, 7-5, 7-6, 8-7, 8-8. Химические свойства солей 1) Взаимодействие с металлами: SnCl2 + Zn = ZnCl2 + Sn; соль металл соль металл Вытеснение металла из соли возможно только более активным металлом. ZnSO4 + Mg = MgSO4 + Zn; соль металл соль металл Cu(NO3)2 + Sn = Sn(NO3)2 + Cu; соль металл соль металл 2) Разложение (только некоторые соли кислородосодержащих кислот): CaCO3 = CaO + CO2; соль основный кислотный оксид оксид 2 Сu(NO3)2 = 2 CuO + 4 NO2 + O2; соль основный кислотный оксид оксид (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4 H2O. соль кислотный оксид + уравнения 8-4, 8-7, 8-8. Взаимодействие основных классов неорганических соединений между собой 3-1. Взаимодействие кислотного оксида с основным оксидом: К2O + СO2 = К2CO3; основный кислотный оксид оксид соль 4-2. Взаимодействие щелочи с амфотерным оксидом: Al2O3 + 2 NaOH = 2 NaAlO2+ Н2О; амфотерный оксид щелочь соль вода 4-3. Взаимодействие щелочи с кислотным оксидом: 2 КOH + CО2 = К2СO3 + 2 Н2О; щелочь кислотный соль оксид вода 5-3. Взаимодействие основного гидроксида с кислотным оксидом: Cu(OH)2 + CО2 = СuСO3 + Н2О; основный кислотный соль гидроксид оксид вода 6-3. Взаимодействие амфотерного гидроксида с кислотным оксидом: Zn(OH)2 + CО2 = ZnСO3 + Н2О; амфотерный кислотный соль гидроксид оксид вода 6-4. Взаимодействие амфотерного гидроксида со щелочью: Al(OН)3 + 3 NaОН = Na3[Al(OH)6]; амфотерный гидроксид щелочь комплексная соль 7-1. Взаимодействие кислоты с основным оксидом: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O; основный кислота оксид соль вода 7-2. Взаимодействие кислоты с амфотерным оксидом: ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + Н2О; амфотерный кислота соль оксид вода 7-4. Взаимодействие кислоты со щелочью: NaOH + HCl = NaCl + Н2О; щелочь кислота соль вода 7-5. Взаимодействие кислоты с основным гидроксидом: Fe(ОН)2 + 2 НСl = FeСl2 + 2 Н2О; основный гидроксид кислота соль вода 7-6. Взаимодействие кислоты с амфотерным гидроксидом: Al(OН)3 + 3 HCl = AlCl3 + 3 H2O; амфотерный кислота гидроксид соль вода 8-4. Взаимодействие соли со щелочью: CuSO4 + 2 NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4; соль щелочь нерастворимый соль гидроксид Взаимодействие соли со щелочью возможно только в том случае, если образующийся гидроксид выпадает в осадок. 8-7. Взаимодействие соли с кислотой: Na2SiO3 + 2 HCl = H2SiO3 + 2 NaCl; соль кислота кислота соль Взаимодействие кислоты с солью возможно только в том случае, когда кислота, которой действуют на соль, сильнее, чем та кислота, которая входит в состав соли. 8-8. Взаимодействие двух солей между собой: Na3PO4 + 3 AgNO3 = Ag3PO4 + 3 NaNO3. соль соль соль соль Взаимодействие двух солей между собой возможно только в том случае, если одна из образующихся солей выпадает в осадок. Таблица «Взаимодействие основных классов неорганических соединений между собой» 1. Основные оксиды – 2. Амфотерные оксиды – – 3. Кислотные оксиды Соль – – 4. Щелочи (растворимые основные гидроксиды) – Соль + вода Соль + вода – 5. Нерастворимые основные гидроксиды – – Соль + вода – – 6. Амфотерные гидроксиды – – Соль + вода Комплексная соль – – 7. Кислоты Соль + вода Соль + вода – Соль + вода Соль + вода Соль + вода – 8. Соли – – – Нерастворимый гидроксид + соль – – Соль + кислота Соль + соль 1. Основные оксиды 2. Амфотерные оксиды 3. Кислотные оксиды 4. Щелочи (растворимые основные гидроксиды) 5. Нерастворимые основные гидроксиды 6. Амфотерные гидроксиды 7. Кислоты 8. Соли Протонная теория кислот и оснований Бренстеда-Лоури В определенных условиях многие вещества могут вести себя как кислота или как основание. В протонной теории кислот и оснований Бренстеда-Лоури понятия кислоты и основания относятся лишь к функции, которую выполняет то или иное соединение в ходе химического взаимодействия. Эти два понятия в данном случае неразделимы, а потому правильнее говорить не о принадлежности вещества к кислотам или основаниям, а о кислотноосновных свойствах данного вещества. Согласно этой теории, Кислота — это соединение, способное отдавать основанию катионы водорода Н+ (является донором протонов). Основание — это соединение, способные принимать у кислоты катионы водорода Н+ (является акцептором протонов). то есть, по Бренстеду кислотно-основное взаимодействие рассматривается как процесс обмена протонов. Любая кислота имеет соответствующее ей основание, которое получается после отдачи кислотой протона: НАn ↔ H+ + An¯ где HAn – кислота, An– – основание, соответствующее этой кислоте. Любое кислотно-основное равновесие включает взаимодействие двух пар кислот и оснований: Кислота (кислота I), отдавая протон основанию (основание II), превращается в соответствующее основание (основание I), а основание, которое получило протон, становится кислотой (кислота II). Возможен и обратный процесс – кислота II отдает протон основанию I и становится основанием II, а основание I, которое получило протон, становится кислотой I. Парами соответствующих друг другу кислот и оснований в данном случае являются «кислота I - основание I» и «основание II – кислота II». Например, возьмем процесс взаимодействия серной кислоты с водой. Серная кислота отдает протон основанию, роль которого выполняет вода, при этом образуются новая кислота (ион гидроксония H3О+) и новое основание (гидросульфат-анион). H2SO4 + Н2О ↔ НSO4¯ + H3О+ кислота основание основание кислота С переходом протона взаимодействующие соединения поменялись ролями серная кислота превратилась в соответствующее основание, а вода (основание) - в соответствующую кислоту: В этой теории одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть и кислотой, и основанием. Например, вода при взаимодействии с соляной кислотой основанием, а при взаимодействии с аммиаком является кислотой: является H2O + HCl = H3О+ + Cl¯ основание H2O + NH3 = NH4+ + OH− кислота В водном растворе уксусная кислота СН3СООН ведет себя как кислота, а в 100%-ной серной кислоте H2SO4 как основание. Данные примеры показывают, что не может быть абсолютного деления веществ на кислоты и основания. Вещества, потенциально способные быть кислотами, становятся таковыми только в присутствии основания, и наоборот. Поэтому деление на кислоты и основания по Бренстеду имеет относительный характер. Кислотность разных веществ можно оценить лишь относительно какой-либо произвольно выбранной пары кислоты и основания. Обычно в качестве последней используют пару Н3О+↔ Н2О. То есть вода считается своеобразным стандартом для оценки кислотноосновных свойств веществ - стандартом нейтрального вещества. Если в аналогичных условиях вещество способно отдавать водород в виде протона легче, чем вода, то его следует отнести к группе кислот. Если вещество по способности связывать протон превосходит воду - это основание (основность выше, чем у воды). Степень кислотности соединения зависит главным образом от характера атома, с которым связан водород. В периодах таблицы Менделеева кислотность возрастает слева направо: H – CH3 H – NH2 метан аммиак Н – SiH3 Н – РН2 силан фосфин H – OH вода H – SH сероводород H–F фтороводород H – Cl хлороводород Кислотность увеличивается В группах кислотность возрастает сверху вниз: H–F H – Cl фтороводород H – OH вода H – Br H–J хлороводород бромоводород йодоводород H – SH H – SeH сероводород селеноводород Кислотность увеличивается Кислотность соединений количественно оценивается константой равновесия реакции переноса протона от кислоты к воде как основанию. Чем больше константа Ка, тем сильнее кислота. Для фенола (карболовой кислоты) Ка равна 1·10-10. Такими очень малыми величинами неудобно пользоваться, поэтому используют отрицательный логарифм - lgКа = pКа. Для фенола значение рКа = 10. Фенол С6Н5ОН: Ка = 1·10-10 - lgКа = pКа = 10; Надо иметь в виду, что, чем меньше величина рКа, тем сильнее кислота. Йодоводородная кислота НI: Ка = 1·1011 рКа = – 11; Бромоводородная кислота НBr: Ка = 1·109 рКа = – 9; Хлороводородная кислота НCl: Ка = 1·107 рКа = – 7; Бромноватистая кислота HBrO: Ка = 2·10-8 рКа = 7,7; Циановодородная кислота НСN: Ка = 7,9·10-10 рКа = 9,1; Пероксид водорода H2O2: Ка = 5,1·10-10 рКа = 9,29. Между силой кислоты и соответствующего ей основания существует следующая зависимость: Чем слабее кислота, тем больше сила соответствующего ей основания, и наоборот. Например, вода как слабая кислота и слабое основание, отдавая или получая протон, превращается в сильное основание ОН¯ или сильную кислоту Н3О+. Хлорная кислота Хлорат-ион НClO4 – pKa = – 5; ClO4¯ – pKb = 19. Серная кислота Гидросульфат-ион Н2SO4 – pKa = – 2,8; НSO4¯ – pKb = 16,8. Ион гидроксония Вода Н3О+ – pKa = – 1,75; Н2О – pKb = 15,75. Сернистая кислота Гидросульфит-ион Н2SO3 – pKa = 1,92; НSO3¯ – pKb = 12,08. Фосфорная кислота Н3РО4 – pKa = 2,12; Дигидрофосфат-ион Н2РО4¯ – pKb = 11,88. Дигидрофосфат-ион Н2РО4¯ – pKa = 7,2; Гидрофосфат-ион НРО42- – pKb = 6,8. Кислотно-основные равновесия химических взаимодействий смещены в направлении образования более слабой кислоты и более слабого основания. Например, реакции нейтрализации между кислотами и щелочами смещены в сторону образования воды, которая является и слабой кислотой и слабым основанием. HCl + КOH = КCl + Н2О сильная сильное кислота основание слабая кислота слабое основание Протонная теория Бренстеда подходит лишь к водородсодержащим веществам. Слабость этой теории в том, что она не включает в себя не содержащие водорода вещества, проявляющие кислотные свойства, так называемые апротонные кислоты. Теория кислот и оснований Льюиса Электронная теория Льюиса допускает, что участие в кислотно-основном равновесии протона необязательно, поэтому ее называют апротонной. Согласно апротонной (электронной) теории: Кислота – это вещество, которое может использовать неподеленную пару электронов атома другой молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов. Примерами апротонных кислот (кислот Льюиса) являются ZnCl2, FeBr3, BF3, AlCl3. Основание - вещество, обладающее неподеленной парой электронов, которая может быть использована для образования устойчивой электронной группировки другого атома. Основания Льюиса — все анионы, аммиак, вода, спирты, галогены. Отличительным признаком кислот и оснований Льюиса является то, что данные кислоты и основания взаимодействуют друг с другом с образованием донорно-акцепторной связи: А+В = А:В где А – кислота; В – основание; А:В - кислотно-основный комплекс (продукт нейтрализации). При взаимодействии донора электронной пары NF3 (основание) и акцептора электронной пары BF3 (кислота) образуется более устойчивое соединение за счет донорно-акцепторной связи. основание кислота кислотно-основный комплекс Как видно из данной схемы, ни кислота, ни основание протонов не содержат. Еще примеры химических реакций кислот и оснований по теории Льюиса: Н+ + ОН¯ кислота основание СО2 + Н2О кислота PCl5 кислота Н2О = кислотно-основный комплекс Н2СО3 = основание кислотно-основный комплекс + Cl− = PCl6¯ основание кислотно-основный комплекс Протон Н+ по теории Льюиса относится к кислотам, как частица, легко присоединяющая пару электронов. Протонные (то есть водородсодержащие) кислоты считаются в теории Льюиса продуктами нейтрализации протона основаниями. Например, соляная кислота - продукт нейтрализации кислоты Н+ основанием Сl¯: Н+ кислота + Cl¯ основание = НCl кислотно-основный комплекс