Классификация сложных веществ

Государственное Автономное Образовательное учреждение

среднего профессионального образования

Республики Башкортостан

Бирский медико – фармацевтический колледж

 

Реферат

Классификация сложных веществ

 

Выполнила: студентка 109 фарм ком Б группы

                                                                               Накарякова О.Н.

                                                          Руководитель: Бобер Ю.В.

 

 

 

 

Бирск 2012

Содержание

Введение ……………………………………………………………………………………..

Глава 1.Оксиды …………………………………………………………………………….

           1.1.Основные оксиды

          1.2.Кислотные оксиды

           1.3. Амфотерные оксиды

Глава 2. Кислоты …………………………………………………………………………..

Глава 3. Основания ………………………………………………………………………..

Глава 4. Соли …………………………………………………………………………………..

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                               Оксиды

    Оксиды - это сложные химические вещества, которые состоят из двух химических алиментов, один из которых кислород.  Они бывают солеобразующие и не соли образующие.

Солеобразующие - это оксиды, которые взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, и образуют  соль и воду. При этом солеобразующие оксиды бывают 3-х типов: основными, кислотными и амфотерными.

Несолеобразующие – это оксиды, которые  не взаимодействуют не с кислотами, ни со щелочами, и не образуют соль и воду. 
Примером оксидов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере и н-р CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом.

                                          Основные оксиды

    Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к оксидам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами. Они не реагируют с основаниями или основными оксидами. Основные оксиды состоят из металла и кислорода. Н-р: 
K2O (оксид калия), CaO (оксид кальция), FeO (оксид железа 2-валентного).

 

 

 

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой: 
- взаимоджействие с водой с образованием основания (или щёлочи) 
CaO+H2O = Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла).

2. Взаимодействие с кислотами: 
- взаимоджействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде) 
CaO+H2SO4 = CaSO4+ H2O (кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли 
CaO+CO2=CaCO3 (это вещество известно всем - обычный мел).

Кислотные оксиды

    Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к оксидам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Они не взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами. 
Кислотные оксиды состоят из неметалла и кислорода. Н-р: 
CO2 –оксид углерода ( углекислый газ), P2O5 - оксид фосфора , SO3 – оксид серы.

                Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой:

- взаимоджействие с водой с образованием кислоты 
CO2+H2O=H2CO3 

2. Взаимодействие со щелочами (основаниями): 
CO2+NaOH=Na2CO3 - образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира. 
3. Взаимодействие с основными оксидами: образование соли 
CO2+MgO=MgCO3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды

    Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к оксидам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово "амфотерный" относится к оксидам металлов.  
Примером амфотерных оксидов могут быть: 
ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al2O3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они мрогут вступать в химические реакции, как с основаниями, так и с кислотами.

 Например: 
- реакция с кислотой: 
ZnO+H2CO3 = ZnCO3 + H2O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде. 
- реакция с основанием: 
ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами.

1. Химическое взаимодействие простых элементов с кислородом: Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды. Например, если раскалённое железный прутик, да и не толко железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, сивнец Pb, медь Cu ) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO: 
2Fe+O2=2FeO 
Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами, Например: Цинк сгорает в кислороде с образованием оксида цинка. 
2Zn+O2=2ZnO 
Горение угля сопровождается образованием сразу двух оксидов: угарного газа и углекислого газа 
2C+O2=2CO - образование угарного газа. 
C+O2=CO2 - образование углекислого газа.

Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом уганый газ окисляется, превращаясь в углекислый газ. 
2. Химическая реакция разложения. Например, для получения оксида железа или оксида алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов: 
Fe(OH)2=FeO+H2O 
2Al(OH)3=Al2O3+3H2O 
3. Разложение отдельных кислот: 
H2CO3=H2O+CO2 - разложение угольной кислоты 
H2SO3=H2O+SO2 - разложение сернистой кислоты 
4. Из солей металлов при сильном нагревании, например: 
CaCO3=CaO+CO2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или не гашенная известь) и углекислый газ. 
Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2 - в этой реакции разложения получается сразу два оксида: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета). 
5. Окислительно-восстановительныеми реакцииями, например 
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O  
S + H2SO4(конц.) = 3SO2 + 2H2O

Применение

1.Fe2O3 – оксид железа (III) – темно-красного цвета – гематит или красный железняк – для изготовления красок.

2. Fe3O4 – оксид железа (II, III) – минерал магнетит или  магнитный железняк, хороший проводник  электричества – для получения  и изготовления электродов.

3. CaO – оксид кальция (II) – порошок белого цвета – «негашеная» известь, используют в строительстве.

4. Al2O3 – оксид алюминия (III) – минерал твердый корунд  – как полирующее средство.

5. SO2 – оксид серы (IV) или  сернистый газ – бесцветный  газ, имеющий удушливый запах, убивает  микроорганизмы, плесневые грибки – окуривают подвалы, погреба, при перевозке и хранении фруктов и ягод.

6. CO2 – оксид углерода (IV), углекислый газ. Твердый оксид  углерода – сухой лед. Для изготовления  соды, сахара, газированных напитков, в жидком виде в огнетушителях.

 7.SiO2 – оксид кремния (IV) – твердое, тугоплавкое вещество в природе в двух видах:

 а) кристаллический кремнезем – в виде минерала кварца и его разновидностей: горный хрусталь, халцедон, агат, яшма, кремень – используют в силикатной промышленности, строительстве.

 б) аморфный кремнезем SiO2 ∙ nH2O – минерал опал.

 Применяют соединения  оксида кремния в ювелирном  деле, изготовлении химической посуды, кварцевых ламп.

8. Для создания цветных стекол используют следующие оксиды:

CO2O3 – синий цвет , Cr2O3 – зеленый цвет, MnO2 – розовый цвет.

 

Номенклатура

Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SО2 - оксид серы (IV), SO3 - оксид серы (VI), CrO - оксид хрома (II), Сr2О3 - оксид хрома (III), СrО3 - оксид хрома (VI).

 

                                                 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                   Кислоты

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.

 

Классификация кислот

Кислоты классифицируют по таким признакам:

а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле

б) по числу атомов водорода

По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бес кислородные.

Классификация кислот по составу

Кислородсодержащие кислоты:            Бес кислородные кислоты:

H2SO4  серная кислота                      HCl хлороводородная кислота                                                   

H2SO3 сернистая кислота              HBr бромоводородная кислота               HNO3  азотная кислота                            HI иодоводородная кислота

НNO2  азотистая кислота                         H2S сероводородная кислота                                                                           

H3PO4 фосфорная кислота           H2CO3  угольная кислота

H2SiO3 кремниевая кислота                                                                       

 

Классификация кислот по числу атомов водорода

Одноосновные: HNO3  азотная,НNO2 азотистая, HF фтороводородная, HCl хлороводородная, HBr бромоводородная,

HI иодоводородная. 

Двухосновные: H2SO4 серная, H2SO3 сернистая,H2S сероводородная,

H2CO3  угольная,H2SiO3 кремниевая. 

Трех основные: H3PO4 фосфорная.

  

Термин "одноосновная кислота" возник потому, что для нейтрализации одной молекулы такой кислоты требуется "одно основание", т.е. одна молекула какого-либо простейшего основания типа NaOH или KOH:

 

1. HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

   HCl + KOH = KCl + H2O

Двухосновная кислота требует для своей нейтрализации уже "два основания", а трехосновная – "три основания":

2. H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

3. H3PO4 + 3 NaOH = Na3PO4 + 3 H2O

 

Химические свойства кислот

1. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – тоже в красный цвет.

Индикаторы представляют собой вещества сложного строения. В растворах оснований и в нейтральных растворах они имеют иную окраску, чем в растворах кислот.

2. Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода. Например:

H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O

H3PO4+Fe(OH)3=FePO4+3 H2O

HCl + KOH = KCl + H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде.

 

Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями.

Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями – такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды – ближайшие родственники оснований – с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

2 HCl+CaO=CaCl2+H2O

2 H3PO4+ Fe2O3=2 FePO4 +3 H2O

Как и в случае реакций с основаниями, с основными оксидами кислоты образуют соль и воду. Соль содержит кислотный остаток той кислоты, которая использовалась в реакции нейтрализации.

Например, фосфорную кислоту используют для очистки железа от ржавчины (оксидов железа). Фосфорная кислота, убирая с поверхности металла его оксид, с самим железом реагирует очень медленно. Оксид железа превращается в растворимую соль FePO4, которую смывают водой вместе с остатками кислоты.

4. Взаимодействие кислот с металлами.  Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия (в отличие от реакций кислот с основаниями и основными оксидами, которые идут практически всегда).

Во-первых, металл должен быть достаточно активным (реакционноспособным) по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют.

Такие металлы как натрий, кальций, цинк – напротив – реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

HCl + Hg =не образуется 

2 HCl +2 Na =2 NaCl +H2

H2SO4+Zn =ZnSO4+ H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов . Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Например, кислоты растений (яблочная, лимонная, щавелевая и т.д.) являются слабыми кислотами и очень медленно реагируют с такими металлами как цинк, хром, железо, никель, олово, свинец (хотя с основаниями и оксидами металлов они способны реагировать).

С другой стороны, такие сильные кислоты как серная или соляная (хлороводородная) способны реагировать со всеми металлами из левой части.

В связи с этим существует еще одна классификация кислот – по силе.