Классы неорганических соединений и периодическая система элементов. Типы химических реакций

Неорганические соединения можно классифицировать по составу и по свойствам. По составу они подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения.

К бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (фториды, хлориды, бромиды, иодиды), серой (сульфиды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), соединения металлов с водородом (гидриды). Например,А1₂О₃ - оксид алюминия (но OF₂ - фторид кислорода, так как фтор - более электроотрицательный элемент, чем кислород), NaCl - хлорид натрия, СаС₂ - карбид кальция,СО - оксид углерода (II), СО₂ - оксид углерода (IV), FеС1₃ - хлорид железа (III). Возможно использовать: СO₂ -диоксид углерода, FеСl₃ - трихлорид железа, SF₆-гексафторид серы,

Среди многоэлементных соединений важную группу образуют гидроксиды, которые можно рассматривать как соединения оксидов с водой. К ним относятся как основания (основные гидроксиды) -NaOH, Са(ОН)₂ и др., так и кислоты (кислотные гидроксиды) — HNO₃, H₂SO₄ и др., а также вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства (амфотерные гидроксиды). По функциональным признакам неорганические соединения делят на классы: оксиды, кислоты, соли и основания.

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (NO, CO,S₂O).

Солеобразующие оксиды могут быть основными (Na₂O, CaO) и кислотными (CO₂, SO₃). Если же оксид (ZnO, Al₂O₃) регулирует с веществами и кислотного и основного характера, его называют амфотерным.

ZnO + 2HCE → ZnCE₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

Неметаллические элементы образуют преимущественно кислотные оксиды, металлические – способны давать оксиды всех видов. При этом по мере увеличения степени окисления металла, характер его оксидов меняется от основного до кислотного: MnO (основной) MnO₂, (атмосферный) MnO_3, Mn₂O₇ (кислотный). При высокой степени окисления (5, + 6, +7) металлы, как правило, образуют только кислотные оксиды. В периодах слева направо характер оксидов меняется от основного до кислотного.

В главных подгруппах кислотный характер оксидов ослабевает сверху вниз. Так, P₂O_5­ более кислотен, чем Sb₂O₅. Кислотный или основный характер оксидов определяется природой их внутренних химических связей. В кислотных оксидах элемент соединен с кислородом ковалентными связями; в основных - ионными, в амфотерных - связи частично ионные, частично ковалентные.

При электролитической диссоциации, кислоты образуют ионы водорода и ионы кислотного остатка, основания – ионы металла и гидроксильные ионы.

HCl = H⁺ + Cl^- NaOH = Na⁺ + OH^-

Амфотерные гидроксиды в состоянии диссоциировать и по основному типу, образуя ионы OH^-, и по кислотному, образуя ионы H⁺.

В первом случае имеет место Zn(OH)₂ = Zn²⁺ + 2OH^-

во втором Zn(OH)₂ = 2H⁺ + ZnO₂^2-

Диссоциация по кислотному типу происходит в щелочной среде, по щелочному - в кислотной.. Амфотерность гидроксидов можно объяснить их способностью к образованию комплексов. Типичные амфотерные гидроксиды образованны элементами второй группы – Be (OH)₂, Zn (OH)₂, третьей – Al(OH)₃, Ga(OH)₃, In(OH)₃. Характерна амфотерность и для гидроксидов элементов четвертой группы – Sn(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂, Pb(OH)₄.

Основность или кислотность гидроксида можно объяснить характером химической связи между центральным атомом и группами ОН.

Если это ковалентные связи, как H₂SO₄, то гидроксид оказывается кислотой, если же ионные как в NaOH, то-основанием. Связи между атомами хрома и кислорода в CrO₄^2- ковалентны, поэтому в растворе разрываются не они, а более полярные связи О – Н, т.е. вещество диссоциирует по кислотному типу.

По периоду слева направо кислотность оксидов и гидроксидов увеличивается, так как увеличивается положительная степень окисления и уменьшается радиус атомов, при этом ковалентный характер химических связях между атомами этих элементов и атомами кислорода возрастает.

Соль представляет собой продукт замещения водорода кислоты металлом или ионом аммония. Если водород кислоты полностью замещен на металл (Na₂SO₄ сульфат натрия) соль называют средней; при частичном замещении – кислой (NaHSO₄- гидросульфат натрия). Соли металлов могут содержать группы ОН или атомы кислорода. Такие соли называются основными, например, CuOHCl –хлорид гидроксимеди, FeOCl – хлорид оксожелеза(III). Если при одном кислотном остатке находятся два металла, то такие соли называются двойными, например, NaKCO₃ – карбонат натрия – калия.

Примеры диссоциации солей: Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄^2-

KNaCO₃ = K⁺ + Na⁺ + CO₃^2-

Кислые и основные соли диссоциируют по стадиям.

NaHSO₄ = Na⁺ + HSO₄^- ; HSO₄^- = H⁺ + SO₄^2-

CuOHCl = CuOH⁺ + Cl^-; CuOH⁺ = Cu²⁺ + OH^-

Цель: изучение свойств классов неорганических соединений и типов химических реакций.

Оборудование: бюретки, пробирки, спиртовка, фильтровальная бумага.

Реактивы: оксид магния (MgO), сульфат алюминия (Al₂ (SO₄)₃), гидроксид натрия (NaOH), соляная кислота (HCl), основный карбонат меди (II) (CuOH)₂CO₃, сульфат меди (II) (CuSO₄), железо, фенолфалеин.

Опыт № 5.1. Свойства оксида и гидроксида магния. Поместите в пробирку небольшое количество оксида магния и прибавьте туда же 5-10 мл воды. Взболтайте содержимое пробирки и испытайте реакцию среды 1-2 каплями фенолфталеина. Отметьте слабую растворимость гидроксида магния и характер среды. Составьте уравнение реакции взаимодействия оксида магния с водой. Укажите тип реакции.

Опыт № 2. Получение и свойства гидроксида алюминия. В пробирку налейте 2-3 мл раствора соли алюминия и по каплям добавьте раствор NaOH до выпадения осадка. Содержимое пробирки разлейте в две пробирки. В одну из них при взбалтывании прилейте по каплям 10% раствор HCl, а в другую 10% NaOH до полного растворения осадка. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод о характере гидроксида алюминия. Укажите тип реакции

Опыт № 3. Разложение карбоната гидроксомеди. Основной карбонат меди при нагревании разлагается

(CuOH)₂CO₃ → 2CuO + CO₂ + H₂O

В сухую пробирку поместите немного порошка карбоната гидроксомеди. Нагрейте пробирку на пламени спиртовки. Наблюдайте изменение цвета порошка и конденсацию паров воды на холодных частях пробирки. Пробирку оставьте для следующего опыта. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод.

Опыт № 4.. Реакция нейтрализации. В стаканчик из бюретки налейте 5 мл раствора NaOH. Добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина, отметьте цвет раствора. Из другой бюретки постепенно прилейте раствор HCl до полного исчезновения окраски. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод, укажите тип реакции.

Опыт №5. Замещение меди в растворе сульфата меди. Прилейте в пробирку раствор сульфата меди. Опустите в него железный гвоздь (предварительно зачистив его наждачной бумагой) и подержите в растворе примерно 1 мин. Затем выньте гвоздь и внимательно его рассмотрите. Составьте уравнение реакции. Сделайте вывод, укажите тип реакции.

Опыт №6. Экзотермическая реакция.30 г дихромата аммония насыпьте на асбестовую сетку, к поверхности конуса поднесите зажженную спичку и добейтесь начала разложения бихромата аммония.Наблюдайте «извержение вулкана». Реакция протекает по уравнению

(NH₄)₂ Cr₂ O ₇ → Cr₂ O ₃ + N₂ + 4H₂O

Опыт №7. Эндотермическая реакция. В химический стакан налейте 20 мл воды и измерьте её температуру, растворите 10г нитрата натрия и измерьте температуру полученного раствора. Что наблюдается, сделайте вывод.

Вопросы к допуску

1. Приведите примеры различных типов бинарных неорганических соединений. Каковы правила построения их названий?

2. Какие вещества называют оксидами, пероксидами, супероксидами, кислотами, солями и основаниями? Расскажите о их классификации.

3. Какова природа химических связей в основных, амфотерных и кислотных оксидах?

4. Чем объясняется кислотность, основность и амфотерность гидроксидов?

5. Чем объясняется изменение характера оксидов в периодах слева на право на примере третьего периода?

6. Как изменяется характер оксидов и гидроксидов в группах сверху вниз?

 

Вопросы к защите

1. С какими из следующих веществ будет реагировать оксид углерода (IV): MgO, NaCl, AgNO₃, NaOH, ZnO? Напишите уравнения соответствующих реакций.

2. С какими из следующих веществ будет реагировать гидроксид калия: NaCl, H₂SO₄, Zn, ZnO, KH₂PO₄, SO₃? Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.

3. Можно ли приготовить раствор, содержащий одновременно следующие вещества: Ва(ОН)₂ и HCI; NaCl и NaOH, H₂SO₃ и Са(ОН)₂?

4. С какими из следующих металлов: Al, Fe, Zn, Au, Mg, Hg, Си Ni — реагирует разбавленная серная кислота? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. Назовите полученные вещества.

10. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между;

а) хлороводородной кислотой и гидроксидом магния;

б) азотной кислотой и гидроксидом калия;

в) азотной кислотой и гидроксидом цинка;

г) серной кислотой и гидроксидом меди (II);

д) азотной кислотой и гидроксидом хрома (III).

5. С какими из следующих веществ будет реагировать соляная кислота: N₂O₅, Zn(OH)₂, CaO, AgNO₃, H₃PO₄, H₂SO₄? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

6. Напишите формулу ванадиевой кислоты, вольфрамата кальция, нитрата дигидроксожелеза.

7. Составьте уравнение реакции:

P₂O₅ + Ca(OH)₂ NaHCO₃ + NaOH

ZnO + H₃PO₄ NaHCO₃ + KOH

Sn(OH)₂ + HCl Ca(HCO₃)₂ +NaOH

Zn(OH)₂ + NaOH (MgOH)₂ CO₃ + HCl

NaHCO₃ + HCl FeOCl + H₂SO₄

Работа 6