Бронза: Cu (70-96%), Sn (все остальное).
Константан: Cu (55%), Ni (44%).
Латунь: Cu (54-90%), Zn (все остальное).
Нойзильбер: Cu (50-65%), Ni (8-26%), Zn (все остальное).
Применение:
Бронза – изготовление деталей машин. Константан – материал электросопротивления.
Латунь – изготовление проводов, листов, профилей, арматуры. Нойзильбер – материал для приборов точной механики и ме-
Вопрос № 21
От каких факторов зависят свойства оксидов и гидроксидов металлов? Поясните на конкретных примерах.
Свойства оксидов и гидроксидов металлов зависят от степени окисления металла. Чем выше степень окисления металла, тем сильнее выражены его кислотные свойства. Это хорошо видно на примере оксидов хрома.
Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) проявляют основные свойства. При реакциях с кислотами они образуют соли.
СrO + 2НСl = СrСl2 + Н2 О
Сr(ОН)2 + 2НСl = CrCl2 + 2Н2 O
Оксид и гидроксид хрома (III) амфотерны, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями:
Сr2 О3 + 6HCl = 2СrСl3 + 3Н2 О Сr2 О3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na
Сr(ОН)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2 О Сr(ОН)3 + NaOH = Na
Оксид хрома (VI) является кислотным оксидом, при реакции с водой образует хромовую кислоту Н2 CrO4 :
СrO3 + Н2 О = Н2 CrO4
При реакции хромовой кислоты или оксида хрома (VI) с основаниями образуются соли – хроматы:
СrО2 + 2NaOH = Na2 CrO4 + Н2 О
Н2 СrО4 , + 2NaOH = Na2 CrO4 + 2Н2 O
Задача № 1
Какую массу чистого железа можно получить из 250 т руды с массовой долей пирита FeS2 0,7, если выход составляет 82%?
Из пирита сначала получают оксид железа (III):
FeS2 + О2 Fе2 О3 + SO2
Для расстановки коэффициентов воспользуемся методом электронного баланса:
2 − 1 |
3 − 2 |
4 − 2 |
||
FeS2 |
→ Fe2 O3 |
|||
−1 |
− 10e− → |
|||
− → |
||||
Fe − e |
||||
4e − → |
−2 |
|||
4FeS2 + 11O2 = 2Fе2 О3 + 8SO2
Из оксида железа (III) железо можно получить при помощи любогоподходящеговосстановителя, например оксидауглерода(II):
Fе2 О3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО2 (2)
Вычислим массу чистого пирита в руде:
M(FeS2 ) = w(FеS2 ) · m(руды) = 0,7 · 250 т = 175 т.
Вычислим молярную массу пирита:
M(FeS2 ) = 56 + 32 · 2 = 120 г/моль
Вычислим количество вещества пирита:
По уравнению (1) из 4 моль пирита получится 2 моль оксида железа. По уравнению (2) из 1 моль оксида железа получается 2 моль железа. Всего, значит, из 4 моль пирита получается 4 моль железа. Следовательно, из 1,46·106 моль пирита при теоретическом 100% выходе можно получить 1,46·106 моль железа. Поскольку выход железа составляет 82%, или 0,82, практически можно получить 0,82 · 1,46·106 ≈ 1,2·106 моль. Молярная масса железа равна 56 г/моль, вычислим массу железа:
m(Fe) = ν (Fe) · M(Fe) = 1,2·106 моль · 56 г/моль = 67,2 · 106 = 67,2 т.
Ответ : можно получить 67,2 т железа.
Задача № 2
При электролизе раствора хлорида натрия выделилось 7,2 л водорода (н. у.). Вычислите, сколько по массе и количеству вещества образовалось гидроксида натрия в растворе.
Запишем уравнения процессов, происходящих на электродах:
2H2 O + 2e− → 2OH− + H2 |
|
2Cl− − 2e− → Cl2 |
|
2NaCl + 2H2 O = 2NaOH + Сl2 + Н2
Таким образом, в растворе образуется гидроксид натрия, на катоде выделяется водород, а на аноде хлор.
По уравнению реакции на 1 моль выделившегося на катоде водорода приходится 2 моль образовавшегося в растворе гидроксида натрия. Пусть при выделении 0,32 моль водорода в растворе образуется х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:
1 2 = 0, x 32 , x = 0,32 1 2 = 0,64 моль
Определим молярную массу гидроксида натрия:
m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,64 моль · 40 г/моль = 25,6 г.
Ответ : в растворе образовалось 0,64 моль (25,6 г) гидроксида натрия.
Задача № 3
Через 1 л 18%-го раствора сульфата меди (II) (ρ = 1,12 г/см3 ) пропустили 23,2 л сероводорода. Какое вещество и сколько по массе выпало в осадок?
В осадок выпадает сульфид меди (II):
CuSO4 + H2 S = CuS↓ + H2 SO4
Вычислим количество вещества сероводорода:
Вычислим массу раствора сульфата меди: m(раствора) = ρ · V = 1,12 г/мл · 1000 мл = 1120 г.
Вычислим массу сульфата меди в растворе:
m(CuSO4 ) = c(CuSO4 ) · m(раствора) = 0,18 · 1120 г = 201,6 г
Определим молярную массу сульфата меди:
M(CuSO4 ) = 64 + 32 + 16 · 4 = 160 г/моль
Вычислим количество вещества сульфата меди:
По уравнению реакции 1 моль сероводорода реагирует с 1 моль сульфата меди, значит в реакцию с 1,036 моль сероводорода вступит 1,036 моль сульфата меди, то есть сульфат меди взят в избытке и расчет ведем по сероводороду. По уравнению реакции из 1 моль сероводорода образуется 1 моль сульфида меди (II), значит из 1,036 моль сероводорода образуется 1,036 моль сульфида меди (II). Вычислим молярную массу сульфида меди (II):
M(CuS) = 64 + 32 = 96 г/моль.
Вычислим массу сульфида меди (II):
m(CuS) = ν (CuS) · M(CuS) = 1,036 моль · 96 г/моль ≈ 120,96 г.
В осадок выпадает 121 г сульфида меди (II).
Задача № 4
При действии на 9 г смеси, состоящей из металлического алюминия и его оксида, 40%-ным раствором гидроксида натрия (ρ = 1,4 г/см3 ) выделилось 3,36 л газа (н. у.). Определите процентный состав исходной смеси и объем раствора NaOH, вступившего в реакцию.
Уравнения реакций:
2Аl + 2NaOH + 6Н2 О = 2Na + 3Н2 (1)
Аl2 O3 + 2NaOH + 3Н2 О = 2Na (2)
Вычислим количество вещества выделившегося водорода:
По уравнению реакции при взаимодействии 2 моль алюминия с раствором щелочи выделяется 3 моль водорода. Пусть 0,15 моль водорода выделится при реакции x моль алюминия с раствором щелочи. Составим пропорцию:
2 3 = 0, x 15 , x = 0,15 3 2 = 0,1 моль
Молярная масса алюминия равна 27 г/моль, вычислим массу алюминия:
m(Al) = ν (Al) · M(Al) = 0,1 моль · 27 г/моль = 2,7 г
Вычислим массовую долю алюминия в смеси:
w(Al) = |
m(Al) |
100% = |
100% = 30% |
|||
m(смеси) |
||||||
Вычислим массовую долю оксида алюминия в смеси: w(Аl2 О3 ) = 100% – w(Al) = 70%.
По уравнению (1) 2 моль алюминия реагирует с 2 моль гидроксида натрия, значит 0,1 моль алюминия реагирует с 0,1 моль гид-
роксида натрия. В смеси содержится 9 – 2,7 = 6,3 г оксида алюминия. Вычислим молярную массу оксида алюминия:
М(Аl2 O3 ) = 27 · 2 + 16 · 3 = 102 г/моль.
Вычислим количество вещества оксида алюминия:
По уравнению реакции (2) 1 моль оксида алюминия реагирует с 2 моль гидроксида алюминия. Пусть 0,062 моль оксида алюминия реагирует с х моль гидроксида натрия. Составим пропорцию:
1 2 = 0,062 х , x = 0,062 1 2 = 0,124 моль
Таким образом, всего необходимо 0,1 + 0,124 = 0,224 моль гидроксиданатрия. Определиммолярнуюмассугидроксиданатрия:
M(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 г/моль
Вычислим массу гидроксида натрия:
m(NaOH) = ν (NaOH) · M(NaOH) = 0,224 моль · 40 г/моль = 8,96 г.
Вычислим массу раствора гидроксида натрия с концентрацией
40%, или 0,4.
m(раствора) = |
m(NaOH) |
≈ 22,4 г |
|||
c(NaOH) |
|||||
Вычислим объем раствора: гидроксида натрия:
V = m ρ = 1,22 4 г,4 / млг = 16 мл
Ответ : в смеси содержится 30% алюминия и 70% оксида алюминия; потребуется 16 мл раствора гидроксида натрия.
Задача № 5
Вещество, полученное при прокаливании 1,28 г меди в струе кислорода, превратили в хлорид меди (II). Вычислите, какой объем (в мл) 4%-ной соляной кислоты (ρ = 1,02 г/см3 ) израсходовали и какова масса выделившегося хлорида меди (II).
Припрокаливаниимедивкислородеобразуетсяоксидмеди(II):
2Cu + О2 = 2CuO (1)
При реакции оксида меди (II) с соляной кислотой образуется хлорид меди (II):
СuО + 2НСl = СuСl2 + H2 O
Молярная масса меди равна 64 г/моль. Вычислим количество вещества меди:
По уравнению реакции (1) из 2 моль меди образуется 2 моль оксида меди (II), значит из 0,02 моль меди образуется 0,02 моль оксида меди (II). По уравнению (2) 1 моль оксида меди (II) реагирует с 2 моль хлороводорода. Пусть 0,02 моль оксида меди (II) реагирует с х моль хлороводорода. Составим пропорцию:
1 2 = 0, х 02 , x = 0,02 1 2 = 0,04 моль
Определим молярную массу хлороводорода:
М(НСl) = 1 +35,5 = 36,5 г/моль.
Вычислим массу хлороводорода:
m(HCl) = ν (HCl) · M(HCl) = 0,04 моль· 36,5 г/моль = 1,46 г.
Вычислим массу 4%-ной соляной кислоты:
Вычислим объем соляной кислоты:
По уравнению реакции (2) из 1 моль оксида меди (II) образуется 1 моль хлорида меди (II), значит из 0,02 моль оксида меди (II) образуется 0,02 моль хлорида меди (II). Определим молярную массу хлорида меди (II):
М(СuСl2 ) = 64 + 35,5 · 2 = 135 г/моль.
Вычислим массу хлорида меди (II):
m(CuCl2 ) = ν (CuCl2 ) · M(CuCl2 ) = 0,02 моль · 135 г/моль = 2,7 г.
Ответ : израсходовали 35,8 мл соляной кислоты; образовалось 2,7 г хлорида меди (II).
Глава VI. Неметаллы
Задачи к §§1-3 (стр.140)
Вопрос № 1
Чем отличается строение атомов и простых веществ неметаллов от металлов?
а) Атомы большинства неметаллов имеют 4 и более электрона на внешней электронной оболочке, у атомов металлов же на внешней оболочке находится от одного до трех электронов.
б) Простые вещества – металлы всегда образуют так называемую металлическую кристаллическую решетку. Простые вещества
– неметаллы либо образуют атомную решетку (например, углерод, кремний, сера, фосфор), либо имеют молекулярное строение (например, водород, кислород, азот).
Вопрос № 2
На основе периодической системы выявите закономерности, наблюдаемые при изменении окислительно-восстановительных свойств неметаллов.
В группах периодической системы при движении сверху вниз окислительные свойства неметаллов ослабевают, и соответственно восстановительные свойства усиливаются.
В периодах окислительные свойства неметаллов усиливаются слева направо.
Вопросы №№ 4-5
Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов в периодах и группах? Даны формулы кислотных
оксидов: a) N2 O5 , CO2 , Cl2 O7 и SO3 ; б) P2 O5 , As2 O5 , N2 O5 и Sb2 O5 . Рас-
положитеихвпорядкевозрастаниякислотныхсвойствоксидов.
Кислотные свойства оксидов элементов усиливаются в периодах слева направо и в группах снизу вверх. Поэтому порядок будет следующим:
а) СО2 , N2 O5 , SO3 , Cl2 O7
б) Sb2 O5 , AS2 O5 , P2 O5 , N2 O5
Вопрос № 6
Пользуясь таблицей учебника (стр. 134), дополнительно напишите по два-три уравнения химических реакций кислотных оксидов, не представленных в таблице, с основаниями, основными оксидами, водой.
1) Реакции с основаниями:
SO3 + 2NaOH = Na2 SO4 + Н2 О
Р2 O5 + 6КОН = 2К3 РO4 + 3Н2 O
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + Н2 O
2) Реакции с основными оксидами:
SO2 + СаО = СаSО3
P2 O5 + 3СаО = Са3 (РO4 )2
CO2 + Na2 O = Na2 CO3
3) Реакции с водой:
Сl2 О7 + Н2 O = 2НСlO4 N2 O5 + Н2 O = 2HNO3
Вопрос № 7
Укажите сходные и отличительные химические свойства серной и азотной кислот.
Общие свойства . Концентрированные серная и азотная кислоты являются сильными окислителями. В азотной кислоте окислителем служит азот в степени окисления +5, в серной кислоте – сера в степени окисления +6:
Cu + 4НNО3 = Cu(NО3 )2 + 2NO2 + 2Н2 O
Cu + 2H2 SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2 O
Отличительные свойства . Разбавленная серная кислота реагирует с металлами с выделением водорода, то есть окислителем служит водород в степени окисления +1.
Mg + H2 SO4 = MgSO4 + H2
Mg − 2e |
− → Mg |
|
− → H 2 |
||
В разбавленной азотной кислоте же окислителем все равно является азот в степени окисления +5. Состав продуктов реакции зависит от концентрации кислоты и химической активности металла:
3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3 )2 + 2NO + 4H2 O 4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3 )2 + N2 О + 5H2 O
Вопрос № 8
При взаимодействии концентрированной серной кислоты с железом степень окисления серы изменяется от +6 до +4. Составьте уравнение.
2Fe + 6H2 SO4 = Fe2 (SO4 )3 + 3SO2 + 6Н2 O
2e − → |
|||
−3e − → |
|||
Вопрос № 9
Почему нелетучие водородные соединения так резко отличаются от летучих водородных соединений?
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH) 2 . Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH) 2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 , с образованием средних соле1:
Нерастворимые основания вида Me(OH) 2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na образуется соль Na 3 :
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH) 2 , устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH) 2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3, не реагируют с такими кислотами, как H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 СO 3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH) 3 , не реагируют с кислотными оксидами SO 2 и СO 2 .
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
В Е Щ Е С Т В А
_________________________________
простые сложные
____/______ ______________/___________
металлы неметаллы оксиды гидроксиды соли
К, Ва S, P Р 2 О 5 H 2 SO 4 Cu(NO 3) 2
Na 2 O Вa(ОH) 2 Na 2 CO 3
Рассмотрим классификацию, химические свойства и методы получения сложных веществ.
ОКСИДЫ
ОКСИД – это сложное вещество, состоящее из двух элементов, один из которых кислород, находящийся в степени окисления -2.
Исключения составляют:
1) соединения кислорода и фтора – фториды: например, фторид кислорода OF 2 (степень окисления кислорода в этом соединении +2)
2) пероксиды (соединения некоторых элементов с кислородом, в которых имеется связь между атомами кислорода), например:
пероксид водорода Н 2 О 2 пероксид калия K 2 O 2
Примеры оксидов: оксид кальция - СаО, оксид бария - ВаО. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названии в скобках указывается римской цифрой валентность элемента, например: оксид серы (IV) - SO 2 , оксид серы (VI) - SO 3 .
Все оксиды можно разделить на две большие группы: солеобразующие(образующие соли) и несолеобразующие.
Солеобразующие подразделяют на три группы: основные, амфотерные и кислотные.
О К С И Д Ы
_________________/__________________
солеобразующие несолеобразующие
СО, N 2 O, NO
↓ ↓ ↓
основные амфотерные кислотные
(им (им соответсвуют
соответствуют, кислоты)
основания)
CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5 , Mn 2 О 7
Cr 2 O 3 , Al 2 O 3
Неметаллы образуют кислотные оксиды, например: оксид азота (V) – N 2 O 5 , оксид углерода (IV) - CO 2 . Металлы с валентностью меньше трех, как правило, образуют основные оксиды, например: оксид натрия -Na 2 O, оксид магния – MgO; а с валентностью больше четырех – кислотные оксиды, например, оксид марганца (VII) - Mn 2 O 7 , оксид вольфрама (VI) - WO 3 .
Рассмотрим химические свойства кислотных и основных оксидов.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ
ОСНОВНЫХ КИСЛОТНЫХ
Взаимодействие с водой
Продуктом реакции является:
основание кислота
(если, в состав оксида P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4
входит активный металл, SiO 2 +H 2 O ≠
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)
CaO + H 2 O à Ca(OH) 2
2. Взаимодействие друг с другом, образуя соли CuO + SO 3 à CuSO 4
3. Взаимодействие с гидроксидами:
С растворимыми кислотами, с растворимыми основаниями
в результате реакции образуютсясоль и вода
CuO + Н 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 +Ca(OН) 2 àCaCO 3 + Н 2 О
Менее летучие оксиды
Вытесняют более летучие
из их солей :
K 2 CO 3 + SiO 2 à K 2 SiO 3 + CO 2
К числу амфотерных оксидов относят: оксиды металлов с валентностью, равной трем, например: оксид алюминия -Al 2 O 3, оксид хрома (III) - Cr 2 O 3 , оксид железа (III) - Fe 2 O 3, а также несколько исключений, в которых металл двухвалентен, например: оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид свинца (II) – PbO. .
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные и как кислотные оксиды
Докажем амфотерный характер оксида алюминия. Приведем уравнения реакций взаимодействия с соляной кислотой и щелочью (в водном растворе и при нагревании). При взаимодействии оксида алюминия и соляной кислоты, образуется соль - хлорид алюминия. В этом случае оксид алюминия выступает в роли основного оксида.
Al 2 O 3 + 6HCl à2AlCl 3 + 3H 2 O
как основный
В водном растворе происходит образование комплексной соли -
тетрагидроксоалюмината натрия:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na тетрагидроксоалюминат натрия
как кислотный
При сплавлении со щелочами образуется метаалюминаты.
Представим молекулу гидроксида алюминия Al(OH) 3 в форме кислоты, т.е. на первом месте запишем все атомы водорода, на втором кислотный остаток:
H 3 AlO 3 - алюминиевая кислота
Для трехвалентных металлов из формулы кислоты вычтем 1 Н 2 О, получив метаалюминиевую кислоту:
- Н 2 О
HAlO 2 - метаалюминиевая кислота
сплавление
Al 2 O 3 +2 NaOHà 2NaAlO 2 + Н 2 О метаалюминат натрия
как кислотный
МЕТОДЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:
4Al + 3O 2 à 2Al 2 O 3
2. Горение или обжиг сложных веществ:
CH 4 + 2O 2 à CO 2 + 2H 2 O
2ZnS + 3O 2 à 2SO 2 + 2ZnO
3. Разложение при нагревании нерастворимых гидроксидов:
Cu(OH) 2 à CuO + H 2 O H 2 SiO 3 à SiO 2 + H 2 O
4. Разложение при нагревании средних и кислых солей:
CaCO 3 à CaO + CO 2
2КHCO 3 àK 2 CO 3 + CO 2 +H 2 O
4AgNO 3 à4Ag + 4NO 2 + O 2
ГИДРОКСИДЫ
Гидроксиды подразделяют на три группы: основания, кислоты и амфотерные гидроксиды (проявляющие свойства, как оснований, так и кислот).
ОСНОВАНИЕ – это сложное вещество, состоящее из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп
(– ОН).
Например: гидроксид натрия - NaOH, гидроксид бария Ва(ОН) 2 . Количество гидроксогрупп в молекуле основания равно валентности металла.
КИСЛОТА – это сложное вещество, которое состоит из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотного остатка.
Например: серная кислота – H 2 SO 4 , фосфорная кислота - Н 3 РО 4 .
Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В химических соединениях сохраняется валентность кислотного остатка (см. таблицу 1).
ТАБЛИЦА 1 ФОРМУЛЫ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ И
КИСЛОТНЫХ ОСТАТКОВ
| Название кислоты | Формула | Кислотный остаток | Валентность кислотного остатка | Название соли, образованной этой кислотой |
| Плавиковая | НF | F | I | фторид |
| Соляная | НCl | Cl | I | хлорид |
| Бромоводородная | НBr | Br | I | бромид |
| Йодоводородная | НI | I | I | йодид |
| Азотная | HNO 3 | NO 3 | I | нитрат |
| Азотистая | HNO 2 | NO 2 | I | нитрит |
| Уксусная | СН 3 COOH | СН 3 COO | I | ацетат |
| Серная | H 2 SO 4 | SO 4 | II | сульфат |
| Сернистая | H 2 SO 3 | SO 3 | II | сульфит |
| Сероводородная | H 2 S | S | II | сульфид |
| Угольная | H 2 CO 3 | CO 3 | II | карбонат |
| Кремневая | H 2 SiO 3 | SiO 3 | II | силикат |
| Фосфорная | H 3 PO 4 | PO 4 | III | фосфат |
По растворимости в воде гидроксиды делятся на две группы: растворимые (например, КОН, H 2 SO 4) и нерастворимые (H 2 SiO 3 , Сu(OH) 2). Растворимые в воде основания называются щелочами.
Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.
Получение гидроксидов.
1. Реакция обмена:
CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,
2. Электролиз водных растворов солей:
2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,
3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:
К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,
Химические свойства гидроксидов.
1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.
2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).
3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:
Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .
4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :
2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.
5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:
NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),
NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).
6. Взаимодействуют с кислотами:
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .