Основні класи неорганічних сполук

        

Название индикатора	Окраска индикатора в нейтральной среде	Окраска индикатора в щелочной среде.
Лакмус	Фиолетовая	Синяя
Метиловый оранжевый (метилоранж)	Оранжевая	Желтая
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая

 

     

         А м ф о т е р н ы е   о ксиды и гидроксиды.

                

        Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. проявляют свойства как оснований, так и кислот.

     

Например: ZnO – Zn(OH)2 – H2ZnO2

 

       К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al2O3, оксид хрома (III) Cr2O3, оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe2O3 и ряд других. Амфотерные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +3 и +4.

      Амфотерные оксиды  в зависимости от второго реагента  проявляют свойства как основных , так и кислотных оксидов.

       Проявляя свойства основные свойства, они взаимодействуют:

1. с кислотами, образуя соль и воду:

                              ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

2. с кислотными оксидами, образуя соль:

                             ZnO + CO2 = ZnCO3

        Проявляя свойства кислотных оксидов, они взаимодействуют:

    1) с основаниями (щелочами), образуя соль и воду:

                           

                             ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

                       (H2ZnO2)               цинкат натрия

2)с основными оксидами, образуя соль:

                                             t

                        ZnO + CaO = CaZnO2

     Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B2O3).

Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов

Амфотерный оксид	Анионы, образующиеся в растворе щелочи
	Формула	Название
ZnO	[Zn(OH)4]2	тетрагидроксоцинкат-ион
BeO	[Be(OH)4]2	тетрагидроксобериллат-ион
CuO	[Cu(OH)4]2	тетрагидроксокупрат-ион
PbO	[Pb(OH)3]	тригидроксоплюмбат(II)-ион
Cr2O3	[Cr(OH)6]3	гексагидроксохромат(III)-ион
Al2O3	[Al(H2O)2(OH)4] [Al(OH)6]3	диакватетрагидроксоалюминат-ион,  гексагидроксоалюминат-ион

             

 

 

                                                  Кислоты .

          Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот:                                                 НхКО,   где Нх – атом водорода, а КО – кислотный остаток.

     Как правило, кислотные  остатки образуют элементы- неметаллы. 
Кислотные остатки бывают: 
А) простые – CI, S, Br 
S

       Кислоты- это электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют в качестве  катионов только ионы водорода.

                               HCl « H+ + Cl-

        Существует несколько классификаций кислот. Поскольку существует несколько  различных определений кислот, то их классификация и номенклатура являются весьма условными. 

       Кислоты классифицируются:

1. по основности: одноосновные (HCl, HCN, HNO3); многоосновные: двухосновные, трехосновные и т.д. Основность кислот определяется количеством атомов водорода.
2. По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот:
3. по степени диссоциации в водных растворах: сильные (HCl, HBr,HI, HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4) и слабые ( HF, H2S, HNO2, H2SO3 и др.).

Получение кислот
Кислород- содержащие кислоты	Кислотный оксид +	SO3+H2O=H2SO4  P2O5+3H2O=2H3PO4
	Неметалл+сильный окислитель	P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO
	Cоль+  менее летучая кислота	NaNO3+H2SO4=HNO3 +NaHSO4
Бескислород- содержащие кислоты	Водород+неметалл	H2+Cl2=2HCl
	Cоль+менее  летучая кислота	NaCl+H2SO4=2HCl +NaHSO4

       Химические  свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции , связанные с наличием в их растворах иона Н+ (иногда иона гидроксония Н3О+), и специфические , т.е. характерные для конкретных кислот.

      Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными 

частицами или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов(кислотно-основное взаимодействие).

     К первому типу  превращений кислот относятся реакции кислот с металлами , стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + H2SO4= ZnSO4+H2

      К кислотно-основному типу относятся реакции с основными оксидами и основаниями, например:

2HCl+CaO=CaCl2+H2O

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

    Специфические свойства  кислот связаны , в первую очередь, с окислительно-восстановительными  реакциями. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2+ 8H2O

H2S + Br2 = S + 2HBr

     Кислородсодержащие кислоты могут окисляться , только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Н2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl

    Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S6+,N5+, Cr6+), проявляют свойства сильных окислителей ( Н2SO4 является сильным окислителем только при высокой концентрации):

                               Сu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

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

Кислоты могут взаимодействовать  с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество:

H2SO4+BaCl2=BaSO4 ↓ + 2HCl

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2

Слабые кислоты легко разлагаются : Н2SiO3=H2O+SiO2

      Кислоты можно распознавать с помощью индикаторов.

 

Название индикатора	Окраска индикатора в нейтральной среде	Окраска индикатора в кислой среде
Лакмус	Фиолетовая	Красная
Метиловый оранжевый (метилоранж)	Оранжевая	Красно-розовая
Фенолфталеин	Бесцветная	Бесцветная

 

   Соли – это сложные  вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков.

На рисунке изображена классификация солей.         

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены частично, а в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

     Соли представляют  собой ионные соединения, и их  названия строятся по названиям  катионов и анионов. Для солей  бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс–ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид меди (II) СuS.

     При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание – ат для высших степеней окисления,-ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной  и марганцовой кислот используется приставка пер- ): карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fe2(SO4)3, сульфит железа (II) FeSO3, гипохлорит натрия NaClO, хлорит калия KClO2, хлорат калия KClO3, перхлорат калия KClO4, перманганат калия KMnO4, дихромат натрия Na2Cr2O7.

      Соли тесно связаны со всеми классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

      Рассмотрим способы  получения средних солей. Средние  соли образуются при взаимодействии:

1. Оснований с кислотами (реакция нейтрализации):

Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O

2. Кислот с основными оксидами:

Н2SO4 + MgO = MgSO4 + H2O

3. Солей с кислотами:

MgCO3 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O + CO2­

4. Двух различных солей:

AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3

     5)Солей с кислотными оксидами (кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся в ходе реакции):

CaSO3 + SiO2 = CaSiO3 + SO2­

6) Оснований с кислотными оксидами:

6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3H2O

   7) Оснований с солями:

3NaOH + FeCl3 = 3NaCl + Fe(OH)3↓

  8) Основных оксидов с кислотными:

СаО + SiO2 = CaSiO3

  9) Металлов с неметаллами:

2K  + Cl2 = 2KCl

  10) Металлов с кислотами:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2­

  11) Металлов с солями:

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu↓

  12) Амфотерных металлов с расплавами щелочей:

                                                                t

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2­

  13) Неметаллов со щелочами. Галогены(кроме фтора) и сера взаимодействуют со щелочами, образуя две соли – бескислородной и кислородсодержащей кислот:

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

14) Неметаллов с солями:

Cl2 +2KI = KCl + I2

15) При нагревании некоторых солей кислородсодержащих кислот образуются соли с меньшим содержанием кислорода или вообще не содержащие его:

                                                            t

2KNO3 = 2KNO2 + O2­

                                                          t,MnO2

2KClO3 =2KCl +O2 ­

  

 

                    Список использованной литературы.

1. Кузьменко Н.Е.и др. Химия. Для школьников ст. кл. и поступающих в вузы: учеб. Пособие/Н.Е.Кузьменко, в.В.Еремин, В.А.Попков /-М.:Дрофа,1999.-544 с.
2. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник 10 класса общеобразовательных учреждений. Профильный уровень. – М.:ООО ТИД «Русское слово» - 2008. -4254 с.
3. Егоров А.С., Аминова Г.Х. Экспресс –курс неорганической и органической химии. Для поступающих в ВУЗы – Ростов н/Д изд-во «Феникс», 2002 – 336 с.
4. Савинкина Е.В. Химия. Экспресс- диагностика.- М.: национальное образование, 2012. – 144 с.
5. Хомченко Г. П., Цитович И. К., Неорганическая химия, М., Высшая Школа, 1978.