Презентация Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений онлайн
На нашем сайте вы можете скачать и просмотреть онлайн доклад-презентацию на тему Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений абсолютно бесплатно. Урок-презентация на эту тему содержит всего 82 слайда. Все материалы созданы в программе PowerPoint и имеют формат ppt или же pptx. Материалы и темы для презентаций взяты из открытых источников и загружены их авторами, за качество и достоверность информации в них администрация сайта не отвечает, все права принадлежат их создателям. Если вы нашли то, что искали, отблагодарите авторов - поделитесь ссылкой в социальных сетях, а наш сайт добавьте в закладки.
Презентации » Химия » Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений
Оцените!
Оцените презентацию от 1 до 5 баллов!
- Тип файла:ppt / pptx (powerpoint)
- Всего слайдов:82 слайда
- Для класса:1,2,3,4,5,6,7,8,9,10,11
- Размер файла:1.29 MB
- Просмотров:92
- Скачиваний:0
- Автор:неизвестен
Слайды и текст к этой презентации:
№2 слайд
![Введение. Основные понятия и](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img1.jpg)
Содержание слайда: Введение. Основные понятия и законы химии
Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир со всем богатством его различных форм и многообразием происходящих в нем явлений.
Мир материален, все существующее представляет собой различные виды движущейся материи, непрерывно изменяющейся в своем движении и претерпевающей различные превращения.
Определяющий признак материи - способность вызывать в человеческом организме ощущения.
Вся природа, весь мир, объективно существуют вне и независимо от сознания человека. Наши же ощущения, усиленные и проверенные с помощью приборов, позволяют глубоко проникнуть в тайны ее строения - познать материю.
№3 слайд
![Основные понятия и законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img2.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия и законы химии
Материя как объективная реальность существует в двух известных формах: вещество и поле.
ВЕЩЕСТВОМ называют ту форму существования материи, в которой он, проявляет себя, прежде всего, в виде частиц, имеющих собственную массу (или массу покоя). Это так называемые элементарные частицы (электроны, протоны, нейтроны), атомные ядра, атомы, молекулы, агрегаты молекул (кристаллы, жидкости, газы), растительные и животные ткани и т. д.
№4 слайд
![Основные понятия и законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img3.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия и законы химии
ПОЛЕ (поле тяготения - гравитационное поле, электромагнитное, внутриядерных сил и др.) - это такая форма существования материи, которая характеризуется в своем проявлении прежде всего энергией, а не массой, хотя и обладает последней.
Движение, как постоянное изменение, присуще всей материи и мы не должны понимать его узко механически, как простое перемещение частиц в пространстве. Формы движения материи чрезвычайно разнообразны. В широком смысле слова под движением понимают любой процесс изменения, в том числе мышление и процессы общественного развития.
№5 слайд
![Основные понятия и законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img4.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия и законы химии
Современное учение о материи отражает ее дискретность (латинское слово discretus - прерывистый, состоящий из отдельных частиц), поскольку любое тело и любое поле оказывается составленными из "элементарных тел" и "элементарных" полей - так называемых микрочастиц и микрополей.
МАССЫ МИКРОЧАСТИЦ ЧРЕЗВЫЧАЙНО МАЛЫ ПО СРАВНЕНИЮ С МАССАМИ ЗНАКОМЫХ НАМ ИЗ ОБЫЧНОЙ ЖИЗНИ МИКРОСКОПИЧЕСКИХ ТЕЛ.
Так, атомы имеют массы порядка 10-24 – 10-22 г.
Движение микрочастиц изучается классической физикой.
№6 слайд
![Основные понятия и законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img5.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия и законы химии
Свойства и закономерности движения отдельных микрочастиц качественно отличаются от свойств и закономерностей движения привычных нам микро-скопических тел, их движения и взаимодействие рас-сматривается квантовой теорией (квантовой механикой).
Отдельные формы движения материи изучаются различными науками: физикой, химией, биологией и др. Химия изучает ту его форму, в результате которой происходит соединение атомов с образованием определенных веществ.
№7 слайд
![Основные понятия и законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img6.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия и законы химии
ХИМИЯ - ЭТО НАУКА О СТРОЕНИИ, СВОЙСТВАХ И ПРЕВРАЩЕНИИ ВЕЩЕСТВ.
ПРЕДМЕТОМ ХИМИИ ЯВЛЯЕТСЯ ТАКЖЕ И ВЗАИМОПРЕВРАЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОЙ И ДРУГИХ ФОРМ ЭНЕРГИИ, ПРИСУЩЕЕ ВСЕМ ХИМИЧЕСКИМ ПРОЦЕССАМ.
Например, химические процессы могут протекать с выделением или поглощением тепла, излучением света, возникновением электрического тока и т.д.
№8 слайд
![Основные химические законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img7.jpg)
Содержание слайда: Основные химические законы
“... все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимется, столько присовокупится к другому... Сей всеобщий закон простирается и в самые правила движения: ибо тело, движущее своею силою другое, столько же оные у себя теряет, сколько сообщает другому, которое от него движение получает”.
№9 слайд
![Основные химические законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img8.jpg)
Содержание слайда: Основные химические законы
Спустя 8 лет этот закон он подтвердил экспериментально. Прокаливая металлы в запаянных сосудах, М. В. Ломоносов нашел, что во всех случаях масса сосуда с содержимым до реакции равна его массе после реакции. Применительно к химическим процессам закон Ломоносова формулируется теперь как закон сохранения массы веществ: “Масса всех веществ, вступивших в реакцию, равна массе продуктов реакции".
№11 слайд
![Основные химические законы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img10.jpg)
Содержание слайда: Основные химические законы
Вторая формулировка закона Пруста:
"ХИМИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ СОЕДИНЯЮТСЯ МЕЖДУ СОБОЙ В СТРОГО ОПРЕДЕЛЕННЫХ ВЕСОВЫХ КОЛИЧЕСТВАХ".
Закон постоянства состава дает возможность провести границу между химическим соединением и смесью, которая состоит из произвольных количеств, и не обладает постоянством состава.
№13 слайд
![Закон кратных отношений В](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img12.jpg)
Содержание слайда: Закон кратных отношений
В результате изучения случаев, когда два элемента образуют несколько соединений, английский ученый Д. Дальтон в 1803 году пришел к выводу:
"ЕСЛИ ДВА ЭЛЕМЕНТА ОБРАЗУЮТ МЕЖДУ СОБОЙ НЕСКОЛЬКО СОЕДИНЕНИЙ, ТО МАССЫ ОДНОГО ИЗ ЭЛЕМЕНТОВ В ЭТИХ СОЕДИНЕНИЯХ, ПРИХОДЯЩИЕСЯ НА ОДНУ И ТУ ЖЕ МАССУ ДРУГОГО ЭЛЕМЕНТА, ОТНОСЯТСЯ МЕЖДУ СОБОЙ КАК НЕБОЛЬШИЕ ЦЕЛЫЕ ЧИСЛА".
Например: N2О, NО, N2О3, NО2 и N2O5
№14 слайд
![Дальтониды и бертолиды После](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img13.jpg)
Содержание слайда: Дальтониды и бертолиды
После открытия закона Пруста "химическое соединение" дополнилось еще одной чертой - постоянством состава.
ХИМИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ - это индивидуальное вещество, имеющее постоянный состав.
Однако оказалось, что этот закон не является всеобщим, а имеет существенные ограничения, т.к. в настоящее время известны соединения, имеющие не постоянный, а переменный состав.
Например: титан образует с гидрогеном соединения, имеющие не постоянный, а переменный состав; количество гидрогена в соединениях колеблется в пределах от 1 до 2-х атомов на 1 атом титана.
Формула записывается: ТiН1-2
ТiC0,6-1
№17 слайд
![Дальтониды и бертолиды К](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img16.jpg)
Содержание слайда: Дальтониды и бертолиды
К последним относятся соединения с молекулярной структурой (Н2О, СО2, NH3 и т.д.), а так же ионные вещества, из которых вследствие противоположного заряда ионов переменность состава проявляется редко.
Закон кратных отношений, указывая на прерывность состава, приводит к выводу о дискретном состоянии вещества, к существованию каких-то маленьких частиц.
Дискретность (лат. discretus) - прерывистый, состоящий из определенных частиц.
№18 слайд
![Закон объемных отношений Если](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img17.jpg)
Содержание слайда: Закон объемных отношений
Если смешать равные объемы гидрогена и хлора, пропустить через смесь электрическую искру или выставить на яркий солнечный свет, то происходит взрыв и образуется новое газообразное вещество - гидрогенхлорид.
1 л Н2 + 1 л С12 = 2 л НС1
Отношение 1:1:2
№19 слайд
![Атомно-молекулярная теория](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img18.jpg)
Содержание слайда: Атомно-молекулярная теория
Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М. В. Ломоносовым (1741 г.) в одной из его первых работ "Элементы математической химии", в которой он сформулировал важнейшие положения корпускулярной теории строения вещества.
Дальнейшее развитие атомистические представле-ния получили в работах Д. Дальтона:
1. ВСЕ ВЕЩЕСТВА СОСТОЯТ ИЗ МЕЛЬЧАЙШИХ ЧАСТИЦ - АТОМОВ.
2. КАЖДОЕ ВЕЩЕСТВО СОСТОИТ ИЗ СВОИХ АТОМОВ; ПРОСТОЕ - ИЗ ПРОСТЫХ, НЕДЕЛИ-МЫХ АТОМОВ, СЛОЖНОЕ - ИЗ "СЛОЖНЫХ" АТОМОВ, ПРИ ХИМИЧЕС-КИХ РЕАКЦИЯХ, КОТОРЫЕ МОГУТ РАСПАДАТЬСЯ НА АТОМЫ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ.
3. ВСЕ АТОМЫ ОДНОГО И ТОГО ЖЕ ВЕЩЕСТВА СОВЕРШЕННО ОДИНАКОВЫ МЕЖДУ СОБОЙ ПО ФОРМЕ И ПО ВЕСУ (МАССЕ), НО ОТЛИЧАЮТСЯ ОТ АТОМОВ ДРУГОГО ПРОСТОГО ИЛИ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА.
№20 слайд
![Закон Авогадро На основании](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img19.jpg)
Содержание слайда: Закон Авогадро
На основании большого экспериментального материала эта гипотеза получила силу закона. Таким образом, Авогадро предложил ввести представление о молекуле, как наименьшей частице вещества, способной к самостоятельному существованию, а также об атоме - как наименьшем количестве элемента в молекулах различных соединений.
№22 слайд
![Основные понятия химии .](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img21.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия химии
1. Каждый отдельный атом является химическим элементом, но сочетание атомов уже не будет элементом.
а) путем соединения атомов одного и того же элемента образуются простые вещества;
б) сочетание же атомов различных элементов приводит к образованию сложного вещества.
№24 слайд
![Основные понятия химии .](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img23.jpg)
Содержание слайда: Основные понятия химии
2. Различие между простым веществом и элементом особенно наглядно, если взять несколько простых веществ, состоящих из одного и того же элемента. Например, фосфор белый и красный, графит и алмаз, кислород и озон - простые вещества, резко отличающиеся по своим свойствам, хотя и являются лишь различными формами элементов фосфора, карбона и оксигена соответственно. Подтвердить это можно тем, что эти простые вещества, соединяясь с другими простыми веществами, образуют одно и то же сложное вещество. Например:
графит + О2 → СО2
алмаз + О2 → СО2
№25 слайд
![Атомная и молекулярная массы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img24.jpg)
Содержание слайда: Атомная и молекулярная массы
Атомы и молекулы чрезвычайно малы, поэтому непосредственно их наблюдать не удалось. Однако косвенным путем наука не только доказала их наличие, но и определила размеры и даже массу.
Так, установлено, что масса атома гидрогена равна 1,626 .10-24 г. На практике пользуются не абсолютными, а относительными весами атомов и молекул.
Атомной массой элемента называется масса его атома, выраженная в углеродных единицах (единица атомной массы - 1/12 часть массы нейтрального атома карбона 12С ).
Молекулярной массой вещества называется масса его молекулы, выраженная в углеродных единицах.
№26 слайд
![Оксиды Оксиды соединения,](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img25.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Оксиды — соединения, образованные атомами двух элементов, одним из которых является оксиген в степени окисления (– 2).
К оксидам относятся все соединения элементов с оксигеном, например Fe2O3, P2O5, кроме содержащих атомы оксигена, связанные химической связью друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), например,
Na2O2 — натрия пероксид
KO2 — калия надпероксид
KO3 — калия озонид
и соединения флуора с оксигеном (OF2 , O2F2), которые следует называть не оксидами флуора, а фторидами оксигена, т. к. степень окисления кислорода в них положительная.
№27 слайд
![Оксиды Физические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img26.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Физические свойства оксидов
Температуры плавления и кипения оксидов меняются в очень широком интервале. При комнатной температуре они, в зависимости от типа кристаллической решетки, могут находиться в различных агрегатных состояниях. Это определяется природой химической связи в оксидах, которая может быть ионной или ковалентной полярной.
В газообразном и жидком состояниях при комнатной температуре находятся оксиды, образующие молекулярные кристаллические решетки. С увеличением полярности молекул температуры плавления и кипения повышаются.
№28 слайд
![Классификация оксидов по](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img27.jpg)
Содержание слайда: Классификация оксидов
по химическим свойствам
Основными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится катионом.
Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.
Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.
№30 слайд
![Закономерности изменения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img29.jpg)
Содержание слайда: Закономерности изменения свойств оксидов
Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на атоме кислорода – О) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.
а) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.
№32 слайд
![Оксиды Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img31.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Способы получения оксидов
Оксиды могут быть получены в результате различных химических реакций.
1. При взаимодействии простых веществ (за исключением золота, платины и инертных газов) с кислородом:
S + O2 → SO2,
2 Ca + O2 → 2 CaO,
4 Li + O2 → 2 Li2O.
При горении других щелочных металлов в кислороде образуются пероксиды:
2 Na + O2 → Na2O2
или надпероксиды:
K + O2 → KO2.
Оксиды этих металлов могут быть получены при взаимодействии пероксида (или надпероксида) с соответствующим металлом:
Na2O2 + 2 Na → 2 Na2O
или при термическом их разложении:
2 BaO2 → 2 BaO + O2.
№33 слайд
![Оксиды Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img32.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Способы получения оксидов
2. В результате горения бинарных соединений в кислороде:
а) обжиг халькогенидов:
4 FeS2 + 11 O2 = 2 Fe2O3 + 8 SO2
2 CuSe + 3 O2 = 2 CuO + 2 SeO2
4 CuFeS2 + 13 O2 = 4 CuO + 2 Fe2O3 + 8 SO2
б) горение гидридов и фосфидов.
4 PH3 + 8 O2 = P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4
CS2 + 3 O2 = CO2 + 2 SO2
2 Сa3P2 + 8 O2 = 6 CaO + P4O10
№34 слайд
![Оксиды Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img33.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Способы получения оксидов
4. Термическое разложение оснований и кислородсодержащих кислот приводит к образованию оксида и воды:
H2SO3 → SO2 + H2O
SiO2 x H2O → SiO2 + x H2O
Ca(OH)2 → CaO + H2O.
Гидроксиды щелочных металлов плавятся без разложения.
5. Если химический элемент в своих соединениях проявляет различные степени окисления и образует несколько оксидов, то:
а) при окислении низших оксидов можно получить оксиды, в которых соответствующий элемент находится в более высокой степени окисления:
4 FeO + O2 → 2 Fe2O3
2 NO + O2 → 2 NO2
2 NO2 + O3 → N2O5 + O2
2 SO2 + O2 → 2 SO3
б) при восстановлении высших оксидов можно получить низшие оксиды:
Fe2O3 + CO → 2 FeO + CO2.
6. Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, могут при высокой температуре вытеснять водород из воды. При этом также образуется оксид металла:
Fe + H2O → FeO + H2 (t > 570C).
№35 слайд
![Оксиды Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img34.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Способы получения оксидов
7. При нагревании солей с кислотными оксидами. Направление реакции в этом случае зависит от относительной летучести оксидов — менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из соли:
Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 → 6 CaSiO3 + P4O10
2Na2SO4 + 2B2O3 → 4NaBO2 + 2SO2 + O2
4 NaNO3 + 2 Al2O3 → 4 NaAlO2 + 4 NO2 + O2.
8. При взаимодействии металлов с кислотами-окислителями происходит частичное восстановление кислотообразующего элемента с образованием оксида:
Cu + 2 H2SO4, конц. → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Zn + 4 HNO3, конц. → Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
№36 слайд
![Оксиды Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img35.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Химические свойства оксидов
Основные оксиды
К основным оксидам относятся:
– оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li – Fr),
– главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg – Ra) .
– оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.
№38 слайд
![Оксиды Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img37.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Химические свойства оксидов
1. Оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с кальция) при обычных условиях непосредственно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, которые являются сильными, растворимыми в воде основаниями — щелочами, например,
BaO + H2O → Ba(OH)2;
Na2O + H2O → 2 NaOH.
2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами образуя соли:
CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O.
3. Также к образованию соли приводит взаимодействие их с кислотными оксидами:
Na2O(тв.) + СO2(газ) → Na2CO3
CaO(тв.) + SO3(ж.) → CaSO4
СaO(тв.) + SiO2(тв.) → CaSiO3.
№39 слайд
![Оксиды Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img38.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Химические свойства оксидов
Кислотные оксиды
Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (СО2 , SO3 , P4O10 и др.). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3 , Mn2O7 , V2O5 .
1. Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих кислот:
SO3 + H2O → H2SO4
P2O5 + 3 H2O → 2 H3PO4.
Некоторые оксиды, например, SiO2 , MoO3 и др. с водой непосредственно не взаимодействуют и соответствующие им кислоты могут быть получены косвенным путем:
(x – 1) H2O + Na2SiO3 + 2 HCl → 2 NaCl + SiO2 x H2O
Na2MoO4 + 2 HCl → 2 NaCl + H2MoO4 .
2. Взаимодействие кислотных оксидов с основными оксидами приводит к образованию солей:
SO2 + Na2O → Na2SO3
SiO2 + CaO → CaSiO3.
3. Также к образованию солей ведет реакция кислотного оксида с основанием.
Cl2O + 2 NaOH → 2 NaClO + H2O.
№40 слайд
![Оксиды Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img39.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Химические свойства оксидов
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, то в зависимости от относительных количеств основания и кислотного оксида, участвующих в реакции, возможно образование средних
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.
или кислых солей
CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2 р-р.
4. Мало летучие оксиды вытесняют летучие оксиды из солей:
Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2.
Амфотерные оксиды
Амфотерность (от греч. amphoteros — и тот и другой) — способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, участвующего в реакции.
Одно и то же вещество (например, ZnO), реагируя с сильной кислотой или кислотным оксидом, проявляет свойства основного оксида:
ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + SO3 → ZnSO4.
а при взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом – свойства кислотного оксида:
ZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (в водном растворе)
ZnO + CaO → CaZnO2 (при сплавлении).
Амфотерные оксиды способны вытеснять летучие оксиды из солей:
K2CO3 + ZnO → K2ZnO2 + CO2.
№41 слайд
![Оксиды Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img40.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Химические свойства оксидов
Общие химические свойства оксидов
Оксиды могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях приводящих к изменению степени окисления данного элемента:
Восстановление оксидов. Восстановители (C, CO, H2, CH4, и др., активные металлы, такие как Mg, Al) при нагревании восстанавливают многие элементы из оксидов до простых веществ:
ZnO + C → Zn + CO
WO3 + 3 H2 → W + 3 H2O
3 CuO + 2 NH3 → 3 Cu + N2 + 3 H2O
P4O10 + 10 C → P4 + 10 CO
9 CuO + 2 CH3NH2 → 9 Cu + N2 + 2 CO2+ 5 H2O
CuO + CO → Cu + CO2
Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3
SiO2 + 2 Mg → Si + 2 MgO
2 NO2 + 4 Cu → 2 N2 + 4 CuO
CO2 + 2 Mg → C + 2 MgO.
№42 слайд
![Оксиды Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img41.jpg)
Содержание слайда: Оксиды
Химические свойства оксидов
3. Пассивация оксидов. Термическое разложение гидроксидов при высоких температурах (> 1000 C) приводит к получению оксидов в химически малоактивной форме.
Оксиды полученные таким путем не растворяются ни в кислотах, ни в щелочах. Перевести их в растворимое состояние можно только лишь сплавлением с кислыми солями или щелочами. Примером могут служить оксиды алюминия, хрома, титана.
№43 слайд
![Теории кислот и оснований](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img42.jpg)
Содержание слайда: Теории кислот и оснований
Понятия «кислота» и «основание» сформировались в XVII веке. Однако содержание этих терминов неоднократно пересматривалось. Существует несколько теорий кислот и оснований. Здесь будут рассмотрены только три теории, которые чаще всего используются для объяснения химических процессов.
№44 слайд
![Теории кислот и оснований](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img43.jpg)
Содержание слайда: Теории кислот и оснований
Протолитическая теория
Датский физико-химик Йоханнес Бренстед (1879 – 1947 гг.) и английский химик Томас Лоури (1874 – 1936 гг.) практически одновременно (1928 – 1929 гг.) предложили протолитическую теорию кислот и оснований, согласно которой кислота — донор катионов водорода:
HAn H+ + An–
Кислоты могут быть:
а) молекулярными HCl H + + Cl –
б) катионными NH3 + H +
в) анионными + H +
№46 слайд
![Теории кислот и оснований По](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img45.jpg)
Содержание слайда: Теории кислот и оснований
По его теории к кислотам относятся вещества, являющиеся акцепторами электронной пары, а к основаниям — донорами электронной пары
Отличительным признаком этой теории является то, что кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием связи по донорно-акцепторному механизму:
A + B A : B,
где A — кислота,B — основание, A : B — кислотно-основный комплекс (продукт нейтрализации).
№47 слайд
![Теории кислот и оснований](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img46.jpg)
Содержание слайда: Теории кислот и оснований
Понятия основания в теориях Бренстеда (протолитическая теория) и Льюиса совпадают, однако понятие кислоты в электронной теории охватывает, кроме протона, более широкий круг частиц способных акцептировать электронную пару.
Растворение кислот Льюиса в ионизирующих растворителях (например, в H2O) приводит к росту концентрации ионов водорода (катионов гидроксония):
AlCl3 + 2 H2O Al(OH)Cl2 + H3O+ + Cl –
SO3 + 2 H2O H3O+ .
Растворение оснований Льюиса в воде приводит к увеличению концентрации анионов OH– :
NH3 + H2O + OH –
(CH3)NH2 + H2O (CH3) + OH –.
Кислотные свойства ортоборной кислоты H3BO3 обусловлены не электролитической диссоциацией этого соединения, а образованием катионов гидроксония (H3O+) по реакции:
H3BO3 + 2 H2O [B(OH)4] – + H3O+.
№49 слайд
![Кислоты Преимущественно в](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img48.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Преимущественно в оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, а не с центральным атомом аниона. Именно эти атомы водорода и отщепляются при диссоциации кислоты в водном растворе с образованием катионов гидроксония (H3O+) и принимают участие в реакции нейтрализации т. е. определяют основность кислоты. Для неорганических кислот, как правило, общее число атомов водорода в молекуле соответствует основности кислоты, но это не всегда так.
В некоторых кислотах есть атомы водорода связанные непосредственно с атомом кислотообразующего элемента, такие атомы водорода не обмениваются на ион металла, т. е. не определяют основность кислоты.
№51 слайд
![Кислоты Для многоосновных](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img50.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:
K1 >> K2 >> K3
(например, для фосфорной кислоты
K1 = 7 10–3,
K2 = 6 10–8,
K3 = 5, 10–13).
№52 слайд
![Кислоты Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img51.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Способы получения кислот
1. Бескислородные кислоты могут быть получены:
а) взаимодействием простых веществ с водородом
H2 + Cl2 → 2HCl
при горении водорода в атмосфере хлора
H2 + S → H2S,
б) при горении органических галогенсодержащих соединений
2CH3Cl + 3O2 2CO2 + 2H2O + 2HCl,
в) при реакции алканов с галогенами:
CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl,
2. Кислородсодержащие кислоты чаще всего получают растворением кислотного оксида в воде (если кислота растворима в воде):
SO3 + H2O → H2SO4.
В случае, если кислота нерастворима в воде этот способ не применим, например:
SiO2 + H2O
WO3 + H2O .
№53 слайд
![Кислоты Общие методы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img52.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Общие методы получения любых кислот
Практически все кислоты могут быть получены одним из способов, приведенных ниже.
1. Взаимодействие между солью и кислотой приводит к образованию новой соли и новой кислоты, если между солью и кислотой не протекает окислительо-восстановительная реакция, например:
а) Вытеснение слабых кислот сильными.
NaCN + HCl NaCl + HCN .
б) Вытеснение летучей кислоты из ее солей менее летучей кислотой. Для этих целей обычно используют серную кислоту, т. к. она обладает целым рядом необходимых для этого свойств:
– кислота сильная
– термически устойчивая
– мало летучая [tкип.(H2SO4) = 296,5 C]
NaCl + NaHSO4 = NaHSO4 + HCl
NaHSO4 + NaCl Na2SO4 + HCl
№55 слайд
![Кислоты Общие методы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img54.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Общие методы получения любых кислот
Кроме того, концентрированная серная кислота обладает достаточно сильными водоотнимающими свойствами, что приводит к разложению кислоты, вытесняемой из соли, за счет диспропорционирования центрального атома:
3 KClO3 + 3 H2SO4 → 3 KHSO4 + 2 ClO2 + HClO4 + H2O,
либо к образованию неустойчивого кислотного оксида, разложение которого может происходить со взрывом:
2 KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + H2O + Mn2O7
в) Образование одного нерастворимого продукта:
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
Ba(H2PO4)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 H3PO4
Na2SiO3 + 2 HCl + (x-1) H2O→ 2 NaCl + SiO2 x H2O .
2. Взаимодействие солей, гидролиз которых идет практически до конца, с водой:
Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2S .
№56 слайд
![Кислоты Общие методы](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img55.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Общие методы получения любых кислот
3. Гидролиз галогенангидридов кислот:
PBr5 + H2O → POBr3 + 2 HBr
POBr3 + 3 H2O → H3PO4 + 3 HBr
SO2Cl2+2 H2O → H2SO4 + 2 HCl
SOCl2 + H2O → SO2 + 2 HCl
COCl2+H2O → CO2 + 2 HCl .
4. Окисление неметаллов азотной кислотой:
3 P + 5 HNO3 + 2 H2O = 3 H3PO4 + 5 NO
S + 2 HNO3 конц. H2SO4 + 2 NO.
№57 слайд
![Кислоты Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img56.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Химические свойства кислот
1. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислителями.
1.1. Реакции обмена
а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) — реакция нейтрализации:
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 раствор + 2 H2O.
б) Взаимодействие с солями
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HCl
Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + H2O.
При составлении уравнений реакций обмена необходимо учитывать условия протекания этих реакций до конца:
а) образование хотя бы одного нерастворимого соединения
б) выделение газа
в) образование слабого электролита ( например, воды)
№58 слайд
![Кислоты Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img57.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Химические свойства кислот
1.2. Реакции с основными и амфотерными оксидами:
а) FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O
б) ZnO + 2 HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O.
1.3. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот, не являющихся сильными окислителями (HCl, H2SO4 (разб.)):
Zn + H2SO4 (разб.) → ZnSO4 + H2
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2.
Если в результате реакции образуется нерастворимая соль или оксид, то металл пассивируется и его растворение не происходит:
Pb + H2SO4
(PbSO4 — нерастворим в воде)
Al + HNO3 (конц.)
(поверхность металла покрывается оксидной пленкой).
№59 слайд
![Кислоты Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img58.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Химические свойства кислот
1.4. Термически неустойчивые кислоты, например, угольная, сернистая, разлагаются при комнатной температуре или при легком нагревании:
H2CO3 → CO2 + H2O
H2SO3 → SO2 + H2O
SiO2 x H2O → SiO2 + x H2O
1.5. Реакции с изменением степени окисления кислотообразующего элемента.
4 HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
H3PO3 + H2O2 → H3PO4 + H2O
2 H2SO4 + Cu → CuSO4 + + 2 H2O
2 H2S + H2SO3 → 3 S + 3 H2O
По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.
№60 слайд
![Кислоты Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img59.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Химические свойства кислот
Свойства кислот-окислителей.
2.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями.
2.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.
а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:
Fe(OH)2 + 4 HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3 H2O.
б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:
2 FeO + 4 H2SO4 (конц.) → Fe2(SO4)3 + SO2 + 4 H2O.
в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:
3 Na2S + 8 HNO3 (разб.) → 6 NaNO3 + 3 S + 2 NO + 4 H2O
8 NaI + 5 H2SO4 (конц.) → 4 I2+ H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.
№61 слайд
![Кислоты Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img60.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Химические свойства кислот
2.3. Взаимодействие с металлами.
Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:
Cu + 4 HNO3 (конц.) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
3 Cu + 8 HNO3 (разб.) → 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
5 Co + 12 HNO3 (оч.разб.) → 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O
4 Zn + 10 HNO3 (оч.разб.) → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.
С разбавленной серной кислотой медь не взаимодействует, но реагирует с концентрированной серной кислотой, однако водород при этом не выделяется:
Cu + 2 H2SO4 (конц.) → CuSO4 + SO2 +2 H2O.
Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, например, Fe, Al, Cr, эти кислоты пассивируют за счет образования на поверхности металла оксидной пленки нерастворимой в концентрированных кислотах при обычных условиях и поэтому указанные металлы не взаимодействуют с концентрированными серной и азотной кислотами.
№62 слайд
![Кислоты Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img61.jpg)
Содержание слайда: Кислоты
Химические свойства кислот
2.4. Реакции с неметаллами. Концентрированные азотная и серная кислоты взаимодействуют с неметаллами: серой, фосфором, углеродом:
S + 2 HNO3 (конц.) → H2SO4 + 2 NO
S + 2 H2SO4 (конц.) → 3 SO2 + 2 H2O
3 P + 5 HNO3 (конц.) + 2 H2O → 3 H3PO4 + 5 NO
C + 2 H2SO4 (конц.) → CO2 + 2 SO2 + 2 H2O.
2.5. Кислоты, образованные переходными металлами в высших степенях окисления, например, хромовая [H2CrO4], марганцовая [HMnO4], являются сильными окислителями.
2 H2CrO4 + 3 SO2 → Cr2(SO4)3 + 2 H2O.
Кислоты, в которых кислотообразующий элемент находится в промежуточной степени окисления могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства.
H2SO3 + 2 H2S → 3 S + 3 H2O (H2SO3 — окислитель)
H2SO3 + NO2 → H2SO4 + NO (H2SO3 —восстановитель).
№63 слайд
![Основания Классификация](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img62.jpg)
Содержание слайда: Основания
Классификация оснований
Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.
1. Кислотность основания — число групп OH- способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH — однокислотное основание, Ca(OH)2 — двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, например, (MgOH)2CO3 — гидроксокарбонат (основной карбонат) магния; MgCO3 — карбонат (средний карбонат) магния.
2. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) [TlOH] и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.
3. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.
№64 слайд
![Основания . Термическая](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img63.jpg)
Содержание слайда: Основания
4. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разложения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при температуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.
5. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щелочами, к амфотерным — гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.
Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)2 , Mn(OH)2 и др.
Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Al(OH)3 , Sn(OH)2 , гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)3 , Fe(OH)3 .
№65 слайд
![Основания Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img64.jpg)
Содержание слайда: Основания
Способы получения оснований
Основания могут быть получены одним из следующих способов.
1. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2
Sr + 2 H2O → Sr(OH)2 + H2.
Этим же способом может быть получен гидроксид аммония:
NH3 + H2O → NH3 H2O NH4+ + OH –.
В отличие от предыдущих примеров эта реакция протекает без изменения степеней окисления.
Другие металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов до водорода, также могут реагировать с водой, но эти реакции протекают при высоких температурах и обратимы. При этом образуются не гидроксиды металлов, а оксиды, т. к. гидроксиды при этих температурах термически неустойчивы, например,
Fe + H2O FeO + H2 (при t > 570C).
2. Растворением оксидов и пероксидов щелочных и щелочно-земельных металлов в воде:
CaO + H2O → Ca(OH)2
Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2.
Оксиды других металлов с водой не взаимодействуют.
№66 слайд
![Основания Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img65.jpg)
Содержание слайда: Основания
Способы получения оснований
3. Гидролизом солей, у которых он протекает до конца:
Al2S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2S .
4. Смешиванием водных растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз:
2 AlCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O → 2 Al(OH)3 + 6 NaCl + 3 CO2.
5. Разложением некоторых бинарных соединений металл-неметалл (гидридов, нитридов, фосфидов и др.) водой, например:
Li3N + 3 H2O → 3 LiOH + NH3
NaH + H2O → NaOH + H2
Ca3P2 + 6 H2O → 3 Ca(OH)2 + 2 PH3
Mg2Si + 4 H2O → 2 Mg(OH)2 + SiH4.
6. Электролизом водных растворов хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов:
2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + Cl2 + H2.
Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.
№67 слайд
![Основания Способы получения](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img66.jpg)
Содержание слайда: Основания
Способы получения оснований
7. Важнейшим способом получения слабых, нерастворимых в воде оснований является осаждение их из растворов солей щелочами или раствором аммиака
MgSO4 + 2 KOH → Mg(OH)2 + K2SO4
AlCl3 + 3 NH4OH → Al(OH)3 + 3 NH4Cl.
При осаждении амфотерных гидроксидов щелочами полноту осаждения можно достичь только при смешении строго эквимолярных количеств соли и щелочи. Поэтому для осаждения амфотерных гидроксидов используют раствор аммиака в воде. Аммиаком нельзя осаждать гидроксиды тех металлов, которые образуют с ним комплексные катионы.
Гидроксид аммония не может быть получен таким способом, т. к. повышение концентрации анионов OH – приводит к уменьшению растворимости аммиака в воде и выделению его из раствора в виде газа:
NH4Cl + NaOH → NH3 + H2O + NaCl.
Этот же способ применим и для получения растворимых в воде оснований:
Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (каустизация соды).
Сдвиг равновесия в сторону образования NaOH достигается за счет образования CaCO3, обладающего меньшей растворимостью, чем Ca(OH)2.
Для большего смещения равновесия в сторону образования гидроксида щелочного металла используют гидроксид бария и сульфат соответствующего щелочного металла:
Ba(OH)2 + Cs2SO4 → BaSO4 + 2 CsOH.
8. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей:
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O → 4 Fe(OH)3 .
№68 слайд
![Основания Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img67.jpg)
Содержание слайда: Основания
Химические свойства оснований
Основания реагируют:
1. С кислотами (а), кислотными (б) и амфотерными оксидами (в):
а) NaOH + HCl → NaCl + H2O
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2 H2O
б) 2 NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
в) Al2O3 + 2 NaOH → 2 NaAlO2 + H2O
ZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].
2. С солями (для растворимых в воде оснований):
2 NaOH + FeCl2 → Fe(OH)2 + 2 NaCl.
3. С некоторыми неметаллами (в этих случаях, как правило, протекает реакция диспропорционирования):
6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
6 NaOH + 3 S → 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O
3 KOH + 4 P + 3 H2O → PH3 + 3 KH2PO2.
№69 слайд
![Основания Взаимодействие](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img68.jpg)
Содержание слайда: Основания
Взаимодействие кремния с раствором щелочи должно протекать подобно реакции фосфора со щелочью, но образующийся при этом силан (SiH4) взаимодействует с водой с образованием водорода и кремниевой кислоты, которая растворима в щелочах:
2 NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + 2 H2.
4. С некоторыми металлами, гидроксиды которых амфотерны:
2 NaOH + Zn + 2 H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2
2 NaOH + 2 Al + 10 H2O → 2 Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3 H2.
5. С различными веществами, при реакциях с которыми образуются комплексные соединения:
а) катионного типа:
Cu(OH)2 + 4 NH4OH → [Cu(NH3)4](OH)2 + 4 H2O.
б) анионного типа:
Cu(OH)2 + 4 HCN → H2[Cu(CN)4] + 2 H2O.
№71 слайд
![Соли Классификация солей .](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img70.jpg)
Содержание слайда: Соли
Классификация солей
1. Средние соли — соли, которые образуются в результате полной нейтрализации кислоты основанием (при замещении всех катионов водорода на катионы металла):
H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O.
2. Кислые соли — соли, которые образуются при неполной нейтрализации кислоты основанием (замещаются не все катионы водорода на катионы металла). Соли этого типа могут быть образованы только многоосновными кислотами.
H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O.
H2SO4 — кислота двухосновная, при полной нейтрализации которой образуется средняя соль Na2SO4 , а при замещении одного атома водорода на металл образуется кислая соль NaHSO4 .
H3PO4 — кислота трехосновная, в которой возможно последовательное замещение одного, двух или всех трех атомов водорода на атомы металла. И при нейтрализации этой кислоты возможно образование трех рядов солей: NaH2PO4 , Na2HPO4 и Na3PO4 .
№72 слайд
![Соли Классификация солей В](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img71.jpg)
Содержание слайда: Соли
Классификация солей
В общем же случае к кислым солям относятся соли в которых мольное содержание кислотного оксида больше мольного содержания основного оксида, например, Na2B4O7 , Na2Cr2O7 , Na2S2O7 , Na4P2O7 . При реакции с основными оксидами и гидроксидами эти соли переходят в средние соли:
Na2Cr2O7 + 2 NaOH → 2 Na2CrO4 + H2O
CoO + Na2B4O7 → 2 NaBO2 + Co(BO2)2.
3. Основные соли — соли, которые являются продуктом неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой:
Mg(OH)2 + HCl → Mg(OH)Cl + H2O.
№73 слайд
![Соли Классификация солей .](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img72.jpg)
Содержание слайда: Соли
Классификация солей
4. Двойные соли — соли, в состав которых входят анионы только одного вида и разные катионы, например, KAl(SO4)2 12 H2O.
5. Смешанные соли — соли, в состав которых входят катионы одного вида и анионы разных кислот, например, хлорная известь CaCl(OCl).
6. Комплексные соли — соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. При написании молекулярных формул таких солей комплексный катион или анион заключают в квадратные скобки, например:
K3[Fe(CN)6], K[BF4], Na[Al(OH)4(H2O)2], [Ag(NH3)2]OH, [Cu(NH3)4](OH)2.
№74 слайд
![Соли Способы получения солей](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img73.jpg)
Содержание слайда: Соли
Способы получения солей
Соли могут быть получены одним из ниже приведенных способов.
1. Взаимодействием металлов
а) с кислотами:
Cr + 2 HCl → CrCl2 + H2 (без доступа воздуха)
Cu + 4 HNO3, конц. → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O,
б) со щелочами:
2 Al + 2 NaOH + 10 H2O → 2 Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3 H2.
2. Нагреванием металлов с неметаллами в инертной атмосфере:
2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3
Zn + S → ZnS
2 Li + H2 → 2 LiH
6 Mg + 2 N2 → 2 Mg3N.
3. Вытеснением металлов из солей другими металлами, стоящими в ряду напряжений до металла, входящего в состав соли:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
При этом не надо забывать, что если металл, входящий в состав соли, проявляет переменные степени окисления, то он может быть восстановлен до более низкой степени окисления металлом, находящимся в ряду напряжений правее его:
2 FeCl3 + Cu → 2 FeCl2 + CuCl2.
№75 слайд
![Соли Способы получения солей](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img74.jpg)
Содержание слайда: Соли
Способы получения солей
Эта реакция нашла применение электронной промышленности при изготовлении плат для печатного монтажа.
2 FeCl3 + Hg → 2 FeCl2 + HgCl2.
На этом основан способ очистки помещений от разлитой ртути.
4. Взаимодействием неметаллов со щелочами.
5. Вытеснением активными неметаллами менее активных неметаллов из солей:
Cl2 + 2 NaBr → 2 NaCl + Br2.
В этом случае более электроотрицательный неметалл (хлор) вытесняет менее электроотрицательный (бром).
6. Взаимодействием двух оксидов
K2O + SO2 → K2SO3
Na2O + Al2O3 → 2 NaAlO2
ZnO + SO3 → ZnSO4
7. Нейтрализацией кислоты основанием (или амфотерным гидроксидом):
HNO3 + KOH → KNO3 + H2O
H2SO4 + Zn(OH)2 → ZnSO4 + 2H2O.
№76 слайд
![Соли Способы получения солей](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img75.jpg)
Содержание слайда: Соли
Способы получения солей
В случае многоосновных кислот (или многокислотных оснований) возможно образование кислых (или основных) солей, в зависимости от относительных количеств кислоты и основания, вступивших в реакцию:
H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O
NaH2PO4 + NaOH → Na2HPO4 + H2O
Na2HPO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O.
8. Растворением или сплавлением кислотного или амфотерного оксида с основанием:
CO2 + 2KOH → K2CO3 + 2H2O
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O.
9. Как результат реакции основного или амфотерного оксида с кислотой:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
ZnO + 2HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O.
При этом необходимо учитывать возможность окисления катиона, образующего оксид, до более высокой степени окисления:
FeO + 4HNO3, конц. → Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O.
№77 слайд
![Соли Способы получения солей](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img76.jpg)
Содержание слайда: Соли
Способы получения солей
10. Взаимодействием пероксидов, надпероксидов и озонидов с кислотными оксидами:
2 Na2O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + O2
4 KO2 + 2 CO2 → 2 K2CO3 + 3 O2.
Эти реакции лежат в основе регенерации воздуха в замкнутых пространствах (подводные лодки, космические корабли, изолирующие противогазы).
11. Осаждением нерастворимых в воде солей с образованием растворов кислот:
AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3
Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4.
Полученная соль не должна растворяться в образовавшейся кислоте.
12. Взаимодействием кислотного оксида с солью:
SO2 + Na2CO3 → Na2SO3 + CO2
6 SiO2 + 2 Ca3(PO4)2 → 6 CaSiO3 + P4O10.
13. Осаждением нерастворимых гидроксидов растворами щелочей из солей:
FeSO4 + 2 NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4.
14. Как результат реакции обмена между солями с образованием одной нерастворимой соли:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaCl.
№78 слайд
![Соли Способы получения солей](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img77.jpg)
Содержание слайда: Соли
Способы получения солей
15. Термическим разложением солей:
Степень разложения солей определяется отношением заряда катиона (n+) к его радиусу (r). Чем больше это отношение, тем «глубже» степень разложения.
2 LiNO3 → 2 LiNO2 + O2
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2.
В некоторых случаях определяющую роль в разложении соли играет и заполненный 18-электронный подуровень катиона металла.
2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2
2 AgNO3 → 2 Ag + 2 NO2 + O2.
16. Окислением или восстановлением кислотообразующего элемента, входящего в состав аниона соли:
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O
Na2SO4 + 4C → Na2S + 4CO.
№79 слайд
![Соли Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img78.jpg)
Содержание слайда: Соли
Химические свойства солей
Соли могут взаимодействовать:
1. С кислотами или с кислотными оксидами (сильная или малолетучая кислота вытесняет слабую или более летучую, неустойчивую кислоту из соли):
KCN + HCl → KCl + HCN
+ KHSO4 + HClO4
Na2CO3 + SiO2 → Na2SiO3 + CO2 .
2. С основаниями (сильное или менее летучее основание вытесняет слабое или более летучее основание из солей):
FeSO4 + 2NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4
NH4Cl + KOH → NH3 + H2O + KCl
[CH3NH3]Cl + NaOH → CH3NH2 + NaCl + H2O.
3. С солями:
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3.
При составлении уравнений реакций обмена между электролитами, необходимо учитывать условия протекания реакций до конца и пользоваться таблицей растворимости оснований, кислот и солей.
№80 слайд
![Соли Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img79.jpg)
Содержание слайда: Соли
Химические свойства солей
4. С металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжений до металла, катион которого входит в состав соли:
2 AgNO3 + Cu → 2 Ag + Cu(NO3)2.
При составлении уравнений подобных реакций не следует использовать металлы, стоящие в ряду электрохимических напряжений до магния, т. к. эти металлы прежде всего будут взаимодействовать с водой в результате чего образуется гидроксид, который и будет реагировать с солью, например, раствор CuSO4 + Na
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
2 NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4.
5. Соли кислородсодержащих кислот разлагаются при нагревании:
2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2
CaCO3 → CaO + CO2 (при t > 900C).
№81 слайд
![Соли Химические свойства](/documents_6/1f676f831e19bcc7157ab2ce5caa2aab/img80.jpg)
Содержание слайда: Соли
Химические свойства солей
6. Если кислотообразующий элемент может находиться в нескольких степенях окисления, то используя подходящий окислитель или восстановитель можно перейти от соли одной кислоты к соли другой кислоты, в которой кислотообразующий элемент находится в другой степени окисления.
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O.
Аналогично, если металл, входящий в состав соли может проявлять различные степени окисления, то можно перейти от одной соли к другой, в которой металл находится в иной степени окисления:
3 Fe(NO3)2 + 4 HNO3 → 3 Fe(NO3)3 + NO + 2 H2O
2 FeCl3 + Cu → 2 FeCl2 + CuCl2.
Скачать все slide презентации Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений одним архивом:
Похожие презентации
-
По Химии "Классификация и номенклатура неорганических соединений" - скачать смотреть
-
Основные классы неорганических соединений КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ; КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ; КЛАССИФИКАЦИЯ КИСЛОТ;
-
Классификация неорганических соединений 11 классы МОУ «Дубровская СОШ» Учитель химии и биологии Приходько Альбина Анатолье
-
Классификация неорганических соединений
-
Введение в химию органических соединений
-
Классификация и номенклатура неорганических соединений
-
Генетическая связь между неорганическими соединениями.
-
По Химии "Классификация реакций в неорганической химии" - скачать смотреть
-
Классы неорганических соединений Подготовка к ЕГЭ
-
Тема урока: «Генетическая связь между классами неорганических соединений » ГОУ СОШ 149 Учитель химии: Иванова Г. М.