Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений

Нажмите для полного просмотра!

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №2

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №3

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №4

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №5

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №6

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №7

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №8

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №9

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №10

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №11

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №12

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №13

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №14

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №15

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №16

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №17

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №18

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №19

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №20

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №21

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №22

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №23

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №24

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №25

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №26

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №27

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №28

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №29

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №30

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №31

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №32

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №33

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №34

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №35

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №36

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №37

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №38

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №39

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №40

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №41

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №42

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №43

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №44

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №45

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №46

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №47

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №48

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №49

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №50

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №51

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №52

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №53

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №54

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №55

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №56

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №57

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №58

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №59

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №60

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №61

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №62

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №63

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №64

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №65

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №66

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №67

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №68

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №69

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №70

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №71

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №72

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №73

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №74

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №75

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №76

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №77

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №78

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №79

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №80

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №81

Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений, слайд №82

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Введение в неорганическую химию. Классификация неорганических соединений. Доклад-сообщение содержит 82 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Введение в неорганическую химию. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических соединений.

Слайд 2

Описание 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.

Слайд 3

Описание 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.

Слайд 4

Описание 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.

Слайд 5

Описание 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.

Слайд 6

Описание 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.

Слайд 7

Описание 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.

Слайд 8

Описание 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”.

Слайд 9

Описание 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".

Слайд 10

Описание слайда:

Основные химические законы "КАЖДОЕ ХИМИЧЕСКОЕ СОЕДИНЕНИЕ, НЕЗАВИСИМО ОТ СПОСОБА ЕГО ПОЛУЧЕНИЯ ИМЕЕТ ОДИН И ТОТ ЖЕ ПОСТОЯННЫЙ СОСТАВ". Например: СаСО3 → СаО + СО2 С + О2 → СО2 Nа2СО3 + 2НС1 → 2NаС1 + СО2 + Н2О

Слайд 11

Описание 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.

Слайд 12

Описание слайда:

Химический эквивалент ХИМИЧЕСКИЙ ЭКВИВАЛЕНТ - это такое весовое количество элемента или сложного вещества, которое взаимодействует без остатка с 8-ю весовыми частями оксигена, или с 1 (точнее 1,008) весовыми частями гидрогена или замещают их в соединениях.

Слайд 13

Описание 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

Слайд 14

Описание 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

Слайд 15

Описание слайда:

Дальтониды и бертолиды

Слайд 16

Описание слайда:

Слайд 17

Описание 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.

Слайд 18

Описание 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

Слайд 19

Описание 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.

Слайд 20

Описание 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.

Слайд 21

Описание слайда:

Основные понятия химии Х и м и ч е с к и й э л е м е н т - вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств.

Слайд 22

Описание 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.

Слайд 23

Описание слайда:

Слайд 24

Описание 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

Слайд 25

Описание 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.

Слайд 26

Описание 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.

Слайд 27

Описание 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.

Слайд 28

Описание 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.

Слайд 29

Описание слайда:

Слайд 30

Описание 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.

Слайд 31

Описание слайда:

Слайд 32

Описание 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.

Слайд 33

Описание 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

Слайд 34

Описание 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 > 570C).

Слайд 35

Описание 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.

Слайд 36

Описание 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.

Слайд 37

Описание слайда:

Слайд 38

Описание 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.

Слайд 39

Описание 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.

Слайд 40

Описание 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.

Слайд 41

Описание 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.

Слайд 42

Описание 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.

Слайд 43

Описание 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.

Слайд 44

Описание 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 +

Слайд 45

Описание слайда:

Теории кислот и оснований Основание — акцептор катионов водорода.

Слайд 46

Описание 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).

Слайд 47

Описание 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+.

Слайд 48

Описание слайда:

Кислоты

Слайд 49

Описание 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.

Слайд 50

Описание слайда:

Кислоты Для характеристики силы электролитов применяют также константу диссоциации (константу равновесия реакции диссоциации):

Слайд 51

Описание 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).

Слайд 52

Описание 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 .

Слайд 53

Описание 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 

Слайд 54

Описание слайда:

Общие методы получения любых кислот

Слайд 55

Описание 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 .

Слайд 56

Описание 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.

Слайд 57

Описание 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)

Слайд 58

Описание 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).

Слайд 59

Описание 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.

Слайд 60

Описание 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.

Слайд 61

Описание 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.

Слайд 62

Описание 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).

Слайд 63

Описание 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.

Слайд 64

Описание 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 .

Слайд 65

Описание 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 > 570C). 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.

Слайд 66

Описание 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.

Слайд 67

Описание 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 .

Слайд 68

Описание 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.

Слайд 69

Описание 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.

Слайд 70

Описание слайда:

Соли C точки зрения электролитической теории можно дать следующее определение этому классу соединений. Соли — электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов или другие, более сложные, катионы, например, [Cu(NH3)4]2+ и анионы кислотного остатка.

Слайд 71

Описание 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 .

Слайд 72

Описание 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.

Слайд 73

Описание 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.

Слайд 74

Описание 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.

Слайд 75

Описание 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.

Слайд 76

Описание 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.

Слайд 77

Описание 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.

Слайд 78

Описание 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.

Слайд 79

Описание 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.

Слайд 80

Описание 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 > 900C).

Слайд 81

Описание 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.