Лабораторная работа. Ряд напряжений металлов. Гальванические элементы. Электролиз ………………………………………………юююююю…….…65
9. Дисперсные системы ……………………………………………………….67
Лабораторная работа. Дисперсные системы ……………………юю……..70
Список литературы…………………………………………………………..72
Приложения…………………………………………………………………..73
1. Важнейшие классы неорганических соединений
(оксиды, гидроксиды, соли) В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических соединений. Прежде всего, это простые вещества металлы и неметаллы, а также множество сложных соединений. Последние делят на группы сходных по составу и свойствам веществ: оксиды, гидроксиды и соли.
Сложные неорганические соединения
gif" align=left hspace=12>
оксиды
соли
несолеобразующие гидроксиды средние
солеобразующие основные
(основания) кислые
основные
кислотные основные
кислотные (кислоты)
двойные
амфотерные амфотерные
(амфолиты) смешанные Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-нибудь другого элемента. Например, К2О, FeO, Cr2O3, SiO2, P2O5.
Оксиды бывают солеобразующие и несолеобразующие. Последних довольно мало (CO, NO, N2O), они не образуют солей ни с кислотами, ни со щёлочами. Солеобразующие оксиды делят на основные (их гидраты – основания), кислотные (их гидраты кислоты), амфотерные (их гидраты проявляют свойства как кислот, так и оснований).
По современной номенклатуре названия веществ этого класса строят следующим образом: к слову оксид добавляют название элемента, например, CaO – оксид кальция, если валентность элемента не постоянна, то её указывают после названия оксида римскими цифрами в скобках, например Fe2O3 - оксид железа (III), P2O5 – оксид фосфора (V).
К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также многие оксиды других металлов со степенью окисления +1, +2, +3. Они взаимодействуют с водой с образованием оснований: BaO + H2O = Ba(OH)2. Непосредственно с водой при обычной температуре реагируют только оксиды металлов I и II групп главных подгрупп (кроме оксидов бериллия и магния) периодической системы Д. И. Менделеева.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:
CaO + CO2 = CaCO3;
CuO + 2 HCl = CuCl2 + H2O. Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl2O, B2O3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7 и др.), а также металлы со степенью окисления +5, +6, +7 (V2O5, CrO3, Mn2O7, WO3).
Многие кислотные оксиды непосредственно взаимодействуют с водой, образуя кислоты:
SO2 + H2O = H2SO3;
CrO3 + H2O = H2CrO4. С щёлочами кислотные оксиды образуют соль и воду: N2O5 + 2 NaOH = 2 NaNO3 + H2O. Амфотерные оксиды образуют металлы, имеющие степени окисления +3, +4, иногда +2. К амфотерным оксидам относятся, например, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, SnO2, PbO2, MnO2 и др. Они характеризуются реакциями солеобразования и с кислотами, и с основаниями, так как в зависимости от условий проявляют как основные, так и кислотные свойства.
Например, как основный оксид Cr2O3 реагирует с кислотой: Cr2O3 + 6 HCl = 2 CrCl3 + 3 H2O, как кислотный – с щёлочью: Cr2O3 + 2 NaOH = 2 NaCrO2 + H2O.
Если элемент образует несколько оксидов, то по мере увеличения его степени окисления усиливается кислотный характер оксида. Например,
+2 +3 +6
CrO, Cr2O3, CrO3
основный, амфотерный, кислотный Оксиды можно получать следующими способами.
Взаимодействием простых веществ с кислородом:
2 Mg + O2 = 2 MgO;
4 P + 5 O2 = 2 P2O5. 2. Разложением сложных веществ:
t
Cu(OH)2 = CuO + H2O;
t
CaCO3 = CaO + CO2;
t
2 Zn(NO3)2 = 2 ZnO + 4 NO2 + O2. Гидроксиды продукты соединения оксидов с водой. Они бывают трех видов: основные (основания), кислотные (кислоты) и амфотерные (амфолиты).
Основания – электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют только гидроксид-ионы: NaOH = Na+ + OH. Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства оснований обусловлены гидроксид-ионами OH. Кислотность основания определяется числом ионов OH, образующихся при диссоциации. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Mg(OH)2 ⇄ (MgOH)+ + OH,
(MgOH)+ ⇄ Mg2+ + OH. По растворимости в воде различают два вида основания:
а) основания, растворимые в воде. К ним относятся LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, а также TlOH; NaOH и KOH называют щёлочами;
б) основания, нерастворимые в воде, например Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др.
Названия оснований образуются из слова гидроксид и названия соответствующего металла с указанием его степени окисления, если она переменна. Например, Ca(OH)2 гидроксид кальция, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Водные растворы оснований изменяют окраску индикаторов. В их присутствии лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет, фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – жёлтым.
Основания образуют с кислотными оксидами соль и воду: Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O. Основания взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): 2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O. При действии оснований на растворы солей получаются новые соль и основание, при этом одно из полученных веществ должно выпадать в осадок: 2 KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4;
Ca(OH)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2 NaOH. Нерастворимые в воде основания, так же как и растворимые, взаимодействуют с кислотами:
Fe(OH)3 + 3 HCl = FeCl3 + 3 H2O и разлагаются при нагревании:
t
2 Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O. Основания получают растворением в воде соответствующих оксидов: CaO + H2O = Ca(OH)2 или разложением воды очень активными металлами (K, Na, Ca, Ba): 2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H2. Общий способ получения нерастворимых в воде оснований – действие щёлочей на растворимые соли металлов, основания которых нерастворимы: 2 NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓ + Na2SO4. Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода Н+ (точнее ионы гидроксония Н3О+): HCl = H+ + Cl. Поэтому с точки зрения электролитической диссоциации общие свойства кислот обусловлены ионами водорода Н+. Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Например: H2CO3 ⇄ H+ + НCО3, НCО3 ⇄ H+ + CО32. Кислоты можно разделить на бескислородные (HCl, HBr, HCN, H2S) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4).
В названиях бескислородных кислот к наименованию элемента добавляют слово водородная. Например, HCl - хлороводородная, H2S - сероводородная.
Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс –н или -ов (-ев) и окончание –ая. Например, HN+5O3 - азот-н-ая кислота, H2S+6O3 – серная кислота, HCl+7O4 хлорная кислота, H3As+5O4 - мышьяковая кислота, H2Si+4O3 - кремниевая кислота. По мере понижения степени окисления центрального атома суффиксы изменяются в следующей последовательности: -оват-, -ист-, -оватист-. Например, HCl+5O3 хлорн-оват-ая, HCl+3O2 хлористая, HCl+1O хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс –ист; например HN+3O2 – азотистая кислота. Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, HPO3 и H3PO4), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой мета-, а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода приставкой орто- (HPO3 метафосфорная кислота, H3PO4 ортофосфорная кислота). Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед её названием помещается числительная приставка дву- или ди-, например: H4P2O7 двуфосфорная кислота, H2S2O7 – двусерная кислота.
В растворах кислот некоторые индикаторы меняют свою окраску: лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым.
Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими левее водорода в ряду стандартных электродных потенциалов, образуя соль и водород: Са + H2SO4 = СаSO4 + H2. Водород не выделяется при взаимодействии металлов с концентрированными азотной и серной кислотами, а также разбавленной азотной кислотой.
Кислоты реагируют с основаниями и основными оксидами: H2SO4 + Mg(OH)2 = MgSO4 + 2 H2O, 2 HNO3 + CaO = Ca(NO3)2 + H2O. При взаимодействии кислот с солями образуются новые соль и кислота:
1) гидратацией кислотных оксидов P2O5 + 3 H2O = 2 H3PO4; 2) обменной реакцией соли с кислотой CaСl2 + H2SO4 = CaSO4 + 2 HCl. Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3 и др.
Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и с щёлочами. С кислотами они реагируют как основания, а с щёлочами – как кислоты. Чтобы установить амфотерность гидроксида, следует провести две реакции взаимодействия его с кислотой и со щелочью. Если обе реакции имеют место, то гидроксид амфотерный. Например, Cr(OH)3 + 3 HCl = CrCl3 + 3 H2O;
Cr(OH)3 + 3 NaOH (разб.) = Na3[Cr(OH)6];
Cr(OH)3 + NaOH (конц.) = NaCrO2 + 2 H2O. Соли – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или ионы аммония NH4+), анионы кислотных остатков. Соли делятся на средние, кислые, основные.
Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или как продукты полного замещения гидроксогрупп основания кислотными остатками. Например, Na2CO3, K2SO4, Ca3(PO4)2. Уравнения диссоциации средних солей можно записать так: K3PO4 = 3 K+ + PO43,
NH4Cl = NH4+ + Cl. Кислые соли (гидросоли) – продукты неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, KHSO3.