ББК 24.1 1 страница1. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. НОМЕНКЛАТУРА 3 2. СТРОЕНИЕ АТОМА.......................................................................................... 15 3. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ............................................ 21 4. РАСТВОРЫ......................................................................................................... 44 4.1. Концентрации растворов............................................................................ 44 4.2. Коллигативные свойства растворов.......................................................... 59 4.3. Водородный показатель............................................................................. 70 4.4. Гидролиз...................................................................................................... 86 4.5. Равновесия в буферных растворах............................................................ 95 4.6. Равновесия в насыщенных растворах........................................................ 103 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.................... 111 Приложение 1. Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований 120 Приложение 2. Константы нестойкости гидроксокомплексов.............................. 122
* Оксид серы (IV) Сборник задач Санкт-Петербург УДК 541.1.076 (075.80) ББК 24.1 О28
Авторы-составители: Д.Э.Чиркст, Т.Е.Литвинова, О.В.Черемисина, Н.Я.Дубровская, И.И.Иванов, Л.В.Григорьева
Приведены краткий теоретический материал, примеры решения задач и задания по основным разделам общей химии: основным законам, строению вещества, электрохимии, свойствам растворов. Сборник задач предназначен для студентов всех специальностей, изучающих дисциплины «Общая химия» и «Неорганическая химия».
Научный редактор проф. Д.Э.Чиркст
Рецензенты: кафедра физической и коллоидной химии Санкт-Петербургского технологического университета растительных полимеров, доц. С.С.Потемин (Санкт-Петербургский университет).
Общая химия: О28 Сборник задач / Д.Э.Чиркст, Т.Е.Литвинова, О.В.Черемисина, Н.Я.Дубровская, И.И.Иванов, Л.В.Григорьева; под редакцией Д.Э.Чиркста; Санкт-Петербургский государственный горный институт (технический университет). СПб, 2003. 124 с. ISBN 5-94211-216-9.
УДК 541.1.076 (075.80) ББК 24.1
1. Основные классы неорганических соединений. Номенклатура
К основным классам неорганических соединений относятся оксиды, гидроксиды, кислоты, соли. Рассмотрим основы номенклатуры и характерные свойства каждого из этих классов соединений. Оксиды. Оксидами называют соединения, состоящие из кислорода и какого-нибудь элемента El. Общую формулу оксидов можно записать как El x O y, где х и y – наименьшие целые числа, кратные валентности кислорода и элемента соответственно, например, Названия оксидов дают по следующей схеме: Оксид _______________________________ (____________). название элемента степень окисления элемента Например, N2O – оксид азота (I), СО – оксид углерода (II), Fe2O3 – оксид железа (III), SO3 - оксид серы (VI). По химическим свойствам оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие. Первой группе соответствуют соли, вторая группа (в нее входят СО, NO и др.) солей не образует. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, амфотерные и кислотные оксиды. Основные оксиды образованы металлами и взаимодействуют с кислотами с образованием солей: Fe2O3 + 6 HCl ® 2 FeCl3 + 3H2O. Оксиды элементов I и II групп главных подгрупп периодической системы (за исключением бериллия и магния) взаимодействуют с водой с образованием соответствующих гидроксидов CaO + H2O ® Ca(OH)2 и с кислотными оксидами с образованием солей Na2O + CO2 ® Na2CO3. Амфотерные оксиды также образованы металлами и обладают одновременно свойствами и основных, и кислотных оксидов. Отличительным признаком амфотерных оксидов является способность взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием солей: ZnO + H2SO4 ® ZnSO4 + H2O; ZnO + 2 KOH ® K2ZnO2 + H2O (при сплавлении); ZnO + 2 KOH + H2O ® K2[Zn(OH)4] (в растворе). Наиболее распространенными представителями амфотерных оксидов являются ZnO, Al2O3, Cr2O3. Кислотные оксиды, в основном, образованы неметаллами (SO3, CO2), но некоторые высшие оксиды металлов тоже являются кислотными (например, CrO3, Mn2O7 и др.). Главный отличительный признак кислотных оксидов – их способность взаимодействовать со щелочами с образованием солей: CO2 + 2 NaOH ® Na2CO3 + H2O, CrO3 + 2 KOH ® K2CrO4 + H2O. Газообразные кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот SO2 + H2O ® H2SO3. Гидроксиды. Гидроксидами называют соединения, состоящие из положительного иона металла или иона аммония NH4+ и одной или нескольких гидроксогрупп (OH–). Общую формулу гидроксида можно записать как Me(OH) x, где х – степень окисления металла. Например, NaOH, Fe(OH)2, Al(OH)3. Названия гидроксидов дают по следующей схеме: Гидроксид _____________________________ (____________). название металла степень окисления металла Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Al(OH)3 – гидроксид алюминия. С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания и щелочи способны диссоциировать в растворе с образованием гидроксид-ионов (OH–). По химическим свойствам гидроксиды делят на щелочные, основные и амфотерные гидроксиды. Щелочные гидроксиды (щелочи) образованы элементами I и II группы главной подгруппы периодической системы элементов, за исключением бериллия и магния. Все щелочи, в отличие от остальных гидроксидов, растворимы в воде. Нерастворимые гидроксиды могут быть получены путем воздействия щелочей на соответствующие соли: CuSO4 + 2 NaOH ® Na2SO4 + Cu(OH)2¯. Все гидроксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей: Fe(OH)3 + 3 HNO3 ® Fe(NO3)3 + 3 H2O; Zn(OH)2 + 2 HCl ® ZnCl2 + H2O. Амфотерныегидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами, образуя соли. К амфотерным гидроксидам, в частности, относятся Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3. Реакция амфотерного гидроксида со щелочью в растворе и в расплаве идет по-разному. В растворе образуются гидроксокомплексы: Zn(OH)2 + 2 NaOH ® Na2[Zn(OH)4], в расплаве – обычные соли: Zn(OH)2 + 2 NaOH ® Na2ZnO2 + Н2О. Кислоты. Кислотами называют вещества, состоящие из отрицательного иона кислотного остатка и положительного иона водорода (одного или нескольких). Общую формулу кислоты можно записать в виде H x An, где х – модуль заряда аниона кислотного остатка An x -. С точки зрения теории электролитической диссоциации, к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода. По наличию атома кислорода в кислотном остатке различают бескислородные кислоты (HCl, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4). По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться металлами, различают кислоты одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2S, H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т.д. Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами металлов и с активными металлами с образованием солей: H2SO3 + 2 NaOH ® Na2SO3 + H2O; 2 HCl + Zn ® ZnCl2 + H2. При составлении названия кислот используется корень русского названия элемента, образующего кислоту (центрального атома), с добавлением суффикса, окончания или приставки в зависимости от состава кислоты и степени окисления центрального атома. Бескислородные кислоты называют по схеме: элементоводородная кислота. Например, HCl – хлороводородная кислота (соляная), H2S – сероводородная кислота, H2Te – теллуроводородная кислота. Кислородсодержащие кислоты получают название в зависимости от степени окисления центрального атома. При максимальной степени окисления (высшие кислоты) используют окончание - ная или - вая. Например, HNO3 – азотная кислота, H2SO4 – серная кислота, H2CrO4 – хромовая кислота. Если центральный атом имеет минимальную положительную степень окисления, используют суффикс - ист. Например, HNO2 – азотистая кислота, H2SO3 – сернистая кислота. Для обозначения степеней окисления атомов галогенов используют следующие суффиксы: - н ® - оват ® - ист ® - оватист (степень окисления в ряду понижается). Например, HCl+7O4 – хлорная, HCl+5O3 – хлорноватая, HCl+3O2 – хлористая, HCl+O – хлорноватистая кислота. Приставками орто - и мета - обозначают кислоты, образованные элементом с одинаковой степенью окисления и разной основностью. Например, H3PO4 – ортофосфорная кислота, HPO3 – метафосфорная кислота. Если в молекуле кислоты атом кислорода замещен на серу со степенью окисления –2, в названии употребляют приставку тио -. Например, H2SO3S (H2S2O3) – тиосерная кислота, H2CS3 – тритиоугольная кислота. Приставку ди - вводят для обозначения кислот с двумя атомами, образующими кислотный остаток. Например, H2P2O7 – дифосфорная кислота, H2Cr2O7 – дихромовая кислота. Соли. Солями называют сложные вещества, состоящие из катиона металла и аниона кислотного остатка. Общую формулу соли можно записать как Me x An y, где х и y – наименьшие целые числа, кратные зарядам катиона и аниона соответственно. Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения в молекуле кислоты атомов водорода атомами металлов или как продукт замещения гидроксогрупп в молекуле гидроксида металла кислотными остатками. При полном замещении (нейтрализации) образуются средние соли: 2 NaOH + H2SO4 ® Na2SO4 + 2 H2O. При неполной нейтрализации многоосновной кислоты гидроксидом металла образуются кислые соли: H3PO4 + KOH ® KH2PO4 + H2O. При неполной нейтрализации гидроксида металла кислотой образуются основные соли: Fe(OH)3 + 2 HCl ® FeOHCl2 + 2 H2O. Разновидностью основных солей являются оксосоли, образующиеся при отщеплении молекулы воды от основной соли: Bi(OH)2Cl ® BiOCl + H2O. В ряде случаев образуются двойные соли, имеющие два разных катиона металла и один кислотный остаток, например KAl(SO4)2. Названия солей составляют из названия кислотного остатка и названия металла в родительном падеже; в скобках указывают степень окисления металла, если их несколько. Например, Fe2(SO4)3 - сульфат железа (III), NaCl – хлорид натрия. Название аниона соли дают, исходя из латинского корня кислотообразующего элемента, с добавлением приставки или суффикса в зависимости от наличия кислорода в кислотном остатке, степени окисления кислотообразующего элемента и состава кислотного остатка. Кислотные остатки бескислородных кислот обозначают, добавляя к латинскому корню кислотообразующего элемента суффикс –ид. Например, Cl- - хлорид, NaCl – хлорид натрия; S2- - сульфид, NiS – сульфид никеля (II). Кислотные остатки кислородсодержащих кислот называют, учитывая степень окисления. Если кислотообразующий элемент находится в высшей степени окисления, к латинскому корню кислотообразующего элемента добавляют суффикс –ат. Например, SO42- - сульфат, K2SO4 - сульфат калия; NO3- - нитрат, NH4NO3 - нитрат аммония; CrO42- - хромат, BaCrO4 - хромат бария. Если кислотообразующий элемент находится в низшей степени окисления, к латинскому корню кислотообразующего элемента добавляют суффикс –ит. Например, SO32- - сульфит, BaSO3 - сульфит бария; NO2- - нитрит, NаNO3 - нитрит натрия; CrO2- - хромит, KCrO2 - хромит калия. В обозначении анионов орто- и метакислот сохраняют приставки орто- и мета-. Например, PO43- - ортофосфат, Na3PO4 - ортофосфат натрия; PO3- - метафосфат, NaPO3 - метафосфат натрия. Названия кислотных остатков тиокислот имеют приставку тио-. Например, SSO32- (S2O32-) – тиосульфат, Na2S2O3 – тиосульфат натрия. Если кислотный остаток содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют приставку ди-. Например, Cr2O72- - дихромат, Na2Cr2O7 – дихромат натрия. Для обозначения степеней окисления атомов галогенов используют следующие приставки и суффиксы: пер- …. -ат ® -ат ® -ит ® гипо- ….. -ит (степень окисления в ряду понижается). Например, Cl+7O4- – перхлорат, Cl+5O3- – хлорат, HCl+3O2- – хлорит, Cl+O- – гипохлорит. Для названия анионов кислых солей используют приставку гидро-, количество атомов водорода в составе соли указывают греческими числительными (ди, три, тетра и т.д.). Например, HCO3- - гидрокарбонат, NaHCO3 – гидрокарбонат натрия, Ba(HCO3)2 – гидрокарбонат бария, H2PO4- - дигидроортофосфат, KH2PO4 - дигидроортофосфат калия. Катионам основных солей дают названия с приставкой гидроксо -, количество гидроксогрупп в составе соли указывают греческими числительными (ди, три, тетра и т.д.). Например, FeOHCl – хлорид гидроксожелеза (II), (NiOH)2SO4 - сульфат гидроксоникеля, Al(OH)2NO3 - нитрат дигидроксоалюминия. Для названия катионов оксосолей используют корень латинского названия металла с добавлением суффикса –ил. Например, BiO+ - висмутил, BiOCl – хлорид висмутила; UO22+ - уранил, UO2Cl2 – хлорид уранила. Название двойным солям дают, руководствуясь вышеперечисленными правилами, называя сначала анион, а затем катионы в направлении справа налево. Например, KAl(SO4)2 – сульфат алюминия, калия. Для солей характерны реакции с кислотами, щелочами, металлами, друг с другом, если в результате реакции образуются осадок, газ или малодиссоциированное соединение. Следует помнить, что более сильная кислота вытесняет более слабую из состава соли, более активный металл замещает менее активный, при действии на соли щелочей могут получаться осадки нерастворимых гидроксидов металлов. Задание I. по названию вещества написать его формулу.
Задание II. Назвать соединения.
|
.
