Классы неорганических соединений
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (9, 11 класс) на тему

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые, в свою очередь, подразделяются на металлы и неметаллы.

В твердом состоянии большинство веществ имеют кристаллическое строение.

Связь в кристаллической решетке металлов – металлическая, КР металлическая Это обуславливает их особые физические свойства: электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность. Температура плавления и плотность у металлов разная.

Атомы неметаллов связаны между собой с помощью неполярной ковалентной связи. Они могут иметь атомную (алмаз, графит, кремний, черный фосфор) или молекулярную (водород, азот, кислород, озон О3, белый фарфор Р4, галогены, кристаллическая сера S8) кристаллическую решетки. Поэтому физические свойства неметаллов весьма различны.

Сложные вещества делятся на 4 класса: оксиды, основания, кислоты, соли.

ОКСИДЫ

  Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов строится таким образом: сначала произносят слово «оксид», а затем называют образующий его элемент в родительном падеже. Если элемент имеет переменную степень окисления, то её значение  указывается римской цифрой в круглых скобках в конце названия:

Na2O – оксид натрия; СаО – оксид кальция;

SO2 – оксид серы (IV); SO3 – оксид серы (VI).

При составлении формул оксидов необходимо помнить, что молекула всегда электронейтральна, т.е. она содержит одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда – 2. Выравнивание зарядов производят индексами, которые ставят внизу справа у элемента.

Характерная степени окисления элементов определяется следующим образом:

IА группа      – в основном +1,

IIА группа     – в основном +2,

IIIА группа    – в основном +3,

IVА группа    – в основном +2, +4 (четные числа),

VА группа     – в основном +3, +5 (нечетные числа),

VIА группа    – в основном +2, +4, +6 (четные числа),

VIIА группа   – в основном +1,+3, +5, +7 (нечетные числа). 

Классификация оксидов.

 По химическим свойствам  оксиды делятся на две группы:

1)      несолеобразующие (безразличные) – не образуют солей, например: N2O NO, CO, SiO;

2) солеобразующие, которые, в свою очередь, подразделяются на:

–   основные – это оксиды типичных металлов со степенью окисления +1,+2 (I и II групп главных подгрупп, кроме бериллия) и оксиды  переходных металлов с переменной степенью степени окисления равной +1, +2 (CrO, MnO, FeO);

–  кислотные – это оксиды   неметаллов (CO2, SO3, N2O5) и  переходных металлов с переменной степенью  окисления  равной +5, +6, +7 (CrO3, Mn2O7);

–  амфотерные оксиды (обладающие как основными, так и кислотными свойствами, в зависимости от условий проведения реакции) – это оксиды переходных металлов с постоянной степенью окисления BeO, Al2O3, ZnO и переходных металлов с переменной  степенью окисления  равной +3, +4 (Fe2O3, Cr2O3, MnO2).

Основные оксиды

 Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Основным оксидам соответствуют основания. Например, оксиду кальция CaO отвечает  гидроксид  кальция Ca(OH)2, оксиду железа (II) FeO – гидроксид железа (II)  Fe(OH)2.

Получение

1. Непосредственное взаимодействие металла с кислородом:

                                                           2Mg + O2  2MgO.

2. Горение сложных веществ:

                                                           2MgS + 3O2  2MgO + 2SO2.

 3. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

                                                           CaCO3   CaO + CO2.

4. Разложение нерастворимых оснований:

                                                            Cu(OH)2  CuO + H2O.

Физические свойства

 Все основные оксиды – твердые вещества, чаще нерастворимые в воде, окрашенные в различные цвета, например CuO –черного  цвета , Cu2O – кирпично-красного цвета,  MgO – белого.

Химические свойства

1. Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием растворимых оснований (щелочей). Непосредственно в реакцию соединения с водой вступают только оксиды щелочных  и  щелочноземельных металлов:

                                                             Na2O + H2O → 2NaOH,

                                                             CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:

                                                             CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O.

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли:

                                                            СaO + СO2 → CaСO3

 4. Взаимодействуют  с амфотерными оксидами:

                                                            СaO + Al2O3  Сa (AlO2)2 (сплавление)

Практически  в эту реакцию соединения   вступают только оксиды щелочных  и  щелочноземельных металлов и магния.

Кислотные оксиды

Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Им соответствуют кислоты. Например, оксиду серы (VI) соответствует серная кислота H2SO4.

 Получение

1. Взаимодействие неметалла с кислородом:

                                                          S + O2  SO2.

 2. Горение сложных веществ:

                                                          CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O.

 3. Разложение кислородосодержащих кислот:

                                                          H2SiO3  SiO2 + H2O.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

                                                          CaCO3  CaO + CO2↑.

 Физические свойства

Кислотные оксиды могут быть твердыми, жидкими и газообразными: Р2О5 – твердый, SiO2 – твердый, СО2 – газообразный,. SO3  – жидкий. К воде относятся по-разному (Р2О5 – растворимый, SiO2 – нерастворимый).

Химические свойства

1. Взаимодействуют  с водой с образованием кислоты:

                                                          P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

2. Взаимодействуют  со щелочами с образованием соли и воды:

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O.

 3. Взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей:

                                                           SO3 + Na2O → Na2SO4.

Амфотерные оксиды

 Оксиды, гидроксиды  которых проявляют свойства, как кислот, так и оснований, называются амфотерными.

Например:  оксид алюминия Al2O3, оксид железа  (III) Fe2O3, оксид марганца (IV) MnO2.

Получение

Способы получения амфотерных оксидов аналогичны основным оксидам.

Физические свойства

Поскольку это оксиды металлов, то они, как и основные  оксиды, твердые вещества, мало или нерастворимые в воде. (Al2O3 – нерастворим в Н2О). Некоторые из них имеют характерную окраску (Fe2О3 – бурый).

Химические свойства

1. C водой не взаимодействуют.

2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей при сплавлении (основные свойства):

                                         ZnO + SiO2 → ZnSiO3.

3. Взаимодействуют  с кислотами с образованием соли и воды    (основные свойства):

                                        ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O.

 4. Взаимодействуют  с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды (кислотные свойства):

                                        Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (в растворе),

                                        Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O (сплавление).

5. Взаимодействуют  с основными оксидами (кислотные свойства):

                                       Al2O3 + CaO Ca(AlO2)2 (сплавление).

(!!!) ДЛЯ ВСЕХ ОКСИДОВ:

1. Оксиды могут реагировать с кислородом, если образующий их элемент находится не в максимальной степени окисления.

                                              2СО + О2 = 2СО2

 Высшие оксиды с кислородом в реакцию не вступают.

2. Оксиды не взаимодействуют с солями.

Исключение: нелетучий оксид вытесняет летучий оксид из  его соли. Реакция происходит при сплавлении:

                                              Na2CO3 + SiO2   Na2SiO3 + CO2↑

                                              Na2CO3 + Al2O3    2NaAlO2 + CO2↑

Эта реакция характерна для твердых нелетучих оксидов (SiO2, BeO, Al2O3, ZnO, Fe2O3)  и солей неустойчивых летучих кислот (карбонатов и сульфитов).

3. Оксиды металлов могут взаимодействовать с более активным металлом (металлотермия)

                                             2Al + Fe2O3   Al2O3 + 3Fe

                                            3Ca + WO3   3CaO + W

   Не используют щелочные металлы!

СОЛИ

Физические свойства

Все соли имеют  ионную КР, поэтому это твердые вещества. Имеют разную растворимость             (см. таблицу растворимости). Цвет соли зависит от того, какие катионы и анионы образуют соль. Например, соли меди (II) окрашены в синий цвет,  железа (III)  -  в бурый.

Основные способы получения солей:

1. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации) и амфотерными гидроксидами.

                      NaOH  +  HCl  =  NaCl  +  H2O 

2. Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными  оксидами и солями.

                      2HCl  +  Mg  =  MgCl2  +  H2↑
                       H2SO4  +  FeO  =  FeSO4  +  H2O 

                      HCl  +  AgNO3  =  AgCl↓  +  HNO3
3. Взаимодействие растворимых оснований (щелочей) с кислотными оксидами и растворимыми солями.

                      Ca(OH)2  +  CO2  =  CaCO3↓  +  H2O 

                      2KOH  + MgSO4  =  K2SO4  + Mg(OH)2↓
 4. Взаимодействие основных оксидов с кислотными оксидами.

                      MgO  +  CO2  =  MgCO3 

5. Взаимодействие двух растворимых солей между собой.

                      2K3PO4  +  3MgCl2  =  Mg3(PO4)2↓  +  6KCl

6. Взаимодействие растворимых  солей с металлами.

                      Fe  +  CuCl2  =  FeCl2  +  Cu 

7. Взаимодействие металлов с неметаллами.

                       Fe   +   S     FeS
                                            

Химические свойства солей.

Растворимые соли взаимодействуют:

1. С металлами, образуя новую растворимую соль и новый металл. 

Но!

Металл может вытеснять из солевого раствора только те металлы, которые находятся правее его в ряду активности металлов (см.Ряд активности металлов). При этом металлы не должны взаимодействовать с водой при обычных условиях. Поэтому для проведения подобных реакций нельзя применять щелочные (Li, Na, K,Rb,Cs) и щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba).

Например, если цинковую пластинку опустить в раствор сульфата меди(II), то она покроется медью:                     CuSO4  +  Zn  =  ZnSO4  +  Cu

Цинк вытесняет медь из раствора соли меди, потому что цинк – более активный металл, чем медь. 

2. С щелочами с образованием новой соли и нерастворимого основания.

                      MgSO4  +  2NaOH  =  Mg(OH)2↓  +  Na2SO4

3. Между собой, образуя новые соли, если одна из образующихся солей выпадает в осадок.

                      AgNO3  +  NaCl  =  AgCl↓  +  NaNO3

 4. С кислотами взаимодействуют как растворимые, так и нерастворимые соли с образованием новой более слабой (или летучей, или неустойчивой) кислоты или нерастворимой соли.

                      BaCl2  +  H2SO4  =  BaSO4↓  +  2HCl                                                  
                      CaCO3  +  2HCl  =  CaCl2  +  H2O + CO2↑                                                           

5. Некоторые соли при нагревании разлагаются (карбонаты, гидрокарбонаты, нитраты, соли аммония)

                       CaCO3    CaO  +  CO2↑

6. Соли в  растворах и расплавах распадаются на ионы , т.е  диссоциируют, поэтому являются электролитами.

                                  КCl → К+  +  Cl-

                                  Na2SO4 → 2Na+  + SO42-

КИСЛОТЫ

Физические свойства

Кислоты имеют молекулярную КР (кроме H2SiO3) .  В чистом виде при н.у. это газообразные ( HCl, HBr, HF) или жидкие вещества (H2SO4, HNO3), реже – твердые (H3РO4,  H2SiO3).  H2SiO3  - нерастворимая кислота.

Основные способы получения

1. Взаимодействием неметалла с водородом.

                      H2  +  Cl2  =  2HCl 

2. Кислородсодержащие кислоты получают  взаимодействием кислотных оксидов с водой.

                      SO3  +  H2O  =  H2SO4

                      N2O5  +  H2O  =  2HNO3 

3. Действием на соль более сильной кислотой.

                      FeS  +  2HCl  =  FeCl2  +  H2S↑

                      Na2SiO3  +  H2SO4  =  H2SiO3↓  +  Na2SO4               

Химические  свойства  кислот.

Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием катионов H+, которые образуются в процессе диссоциации кислот.

1.Кислоты в растворах распадаются на ионы , т.е  диссоциируют, поэтому являются электролитами.

                                               HCl → H+  +  Cl-

 Растворы кислот изменяют окраску индикаторов.

2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации).

                      H2SO4  +  2KOH  =  K2SO4  +  2H2O

3. Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду.

                      MgO    +    H2SO4  =  MgSO4  +  H2O
                      ZnO    +    2HNO3  =  Zn(NO3)2  +  H2O
4. Кислоты вступают в реакции обмена с солями согласно правилу: сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей. При этом образуется новая соль и новая кислота. (***)

                         Na2SiO3  +  H2SO4  =  H2SiO3↓  +  Na2SO4

5. При нагревании некоторые кислоты разлагаются, образуя кислотный оксид и воду.

                       H2SiO3   SiO2  +  H2O

                       4HNO3 2H2O + 4NO2↑ + O2↑

(***)

Реакции обмена кислот с солями возможны в том случае, если в результате реакций образуются осадок, более слабая, неусточивая или более летучая кислота.

По летучести, силе и растворимости кислоты можно расположить в той последовательности, в которой они вытесняют друг друга из солей:

H2SO4 ,  HNO3,  HCl,  H3PO4 ,   H2SO3,  H2CO3,  H2S,  H2SiO3 

Летучие кислоты: сероводородная (H2S), азотная (HNO3), соляная (HCl)

Неустойчивые кислоты: H2CO3,  H2SO3.

ОСНОВАНИЯ

Физические свойства

Основания имеют ионную КР, поэтому это твердые вещества. Имеют разную растворимость         (см. таблицу растворимости). Цвет   зависит от катиона металла. Например, гидроксид  меди (II) окрашен в синий цвет.

Способы получения.

Растворимые основания (щелочи) в лаборатории получают:

1. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

При этом атом металла замещает в молекуле воды H—OH атом водорода и соединяется с гидроксид-ионом, а два атома водорода, соединяясь, образуют молекулу H2.

                       2Na    +    2H2O(H—OH)    =  2NaOH  +  H2↑                               

2. Взаимодействием оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

                      CaO  +  H2O  =  Ca(OH)2

Нерастворимые основания получают действием раствора щелочи на соль того металла, гидроксид которого нужно получить (реакция обмена).

                      FeSO4  +  2NaOH  =  Fe(OH)2↓  +  Na2SO4

Химические свойства оснований.

Общие химические свойства оснований обусловлены наличием в их растворах анионов OH –, которые образуются при диссоциации оснований.

1.В воде основания распадаются на ионы, т.е. диссоциируют, поэтому являются электролитами.

                                                 NaOH → Na+ + OH-

Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

2. Все основания (как растворимые, так и нерастворимые) взаимодействуют с кислотами.

                                                H2SO4  +  2KOH  =  K2SO4  +  2H2O

3. Основания взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду. Это свойство наиболее характерно для растворимых оснований – щелочей.

                      Ca(OH)2    +    CO2    = CaCO3↓  +  H2O
                      2NaOH    +     ZnO     Na2ZnO2  +  H2O (сплавление)

                      2NaOH    +     ZnO  + Н2О   =  Na2[Zn(OН)4]  (в растворе)

 4. Растворимые основания (щелочи) реагируют с растворами солей, если образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль.

                      2NaOH  +  MgSO4  =  Mg(OH)2↓  +  Na2SO4

                      Ba(OH)2  +  Na2SO4  =  BaSO4↓  +  2NaOH 

5. Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:
                       Mg(OH)2    MgO  +  H2O

Щелочи в отличие от нерастворимых оснований при нагревании обычно не разлагаются.

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ 

Молекулярная формула амфотерного гидроксида может быть записана как форме основания, так и в форме кислоты. Например:

                      Zn(OH)2   или   H2ZnO2

Получение

Амфотерные гидроксиды получают взаимодействием соли со щелочью, избегая избытка последней.

Например, чтобы получить гидроксид цинка, нужно к раствору хлорида цинка по каплям добавлять щелочь. После добавления каждой порции щелочи следует осторожно встряхивать пробирку и продолжать это до тех пор, пока не образуется белый осадок гидроксида цинка Zn(OH)2:

                      ZnCl2  +  2NaOH  =  Zn(OH)2↓  +  2NaCl

Физические свойства

Это твердые вещества нерастворимые в воде.  Цвет   зависит от катиона металла. Например, гидроксид  железа (III)  окрашен  в бурый цвет.

Химические свойства амфотерных гидроксидов.

В нейтральной среде (чистая вода) Амфотерные гидроксиды практически не растворяются и не диссоциируют на ионы.

1. Как основания они взаимодействуют с кислотами и некоторыми  кислотными оксидами.

                      Zn(OH)2     +     2HCl      =      ZnCl2  + 2H2O
                      Zn(OH)2  +  SO3  =  ZnSO4  + H2O
2. Как кислоты они взаимодействуют со щелочами и основными оксидами.

                      Zn(OH)2    +    2NaOH        Na2ZnO2    +    2H2O
                    (H2ZnO2)

                     Zn(OH)2  +  CaO    CaZnO2  +  H2O

В растворе  происходит образование комплексной соли:

                     Zn(OH)2    +    2NaOH =  Na2[Zn(OН)4]    

                     Zn(OH)2  +  CaO + H2O =  Сa[Zn(OН)4]
3. Амфотерные гидроксиды, как и нерастворимые основания, при нагревании разлагаются.  
                       Zn(OH)2  ZnO  +  H2O