Периодическая система: некоторые теоретические сведения

 

 

Периодическая система: некоторые теоретические сведения

В периодической системы (ПС) можно выделить два полюса свойств элементов: металлические и неметаллические. К металлам относят элементы, атомы… В восьми групповой периодической системе типичные металлы находятся в ее левой… Большинство элементов в ПС (начиная главным образом с IV группы) имеет несколько степеней окисления в соединениях,…

Минимальная степень окисления металла (+) = +1, +2 (IV-VIII группа).

минимальная степень окисления неметалла (-) = № группы-8(все неметаллы – р-элементы и разность представляет собой число электронов, необходимое для завершения внешнего энергетического уровня атома неметалла). Например, у таких металлов, как хром Cr (VI группа) и Mn (VII группа) минимальные степени окисления составляют +2 и им соответствуют оксиды CrO (неустойчив) и МnO. У неметаллов V группы (N и Р ) минимальная степень окисления составляет « -3» ( NH₃, РН₃). Неметаллы VII группы, например хлор Cl, имеет наименьшую степень окисления равную -1 (HCl).

Контрольное задание 1:

1. Укажите максимальную и минимальную степень окисления для следующих элементов: S, W, P, Pb. Запишите формулы соответствующих оксидов.

2. Укажите атомы неметаллов в периодической системе.

3. Определите степени окисления элементов в следующих соединениях:

Сr₂O₃, NO₂, Bi₂O₅, K₂O, Fe₂O₃.

 

Номенклатура неорганических соединений

- если соединение состоит только из двух элементов, то первый называют по - русски (на национальном языке страны), указывая приставками ( ди, три,… -если соединение состоит из трех и более элементов (например, кислородные… -SiO32- - триоксосиликат ион (метасиликат-ион – полусистематическая номенклатура,

Химическая номенклатура

соединения систематическая полусисте- русская тривиальная матическая НСl водород хлорид хлорид водорода хлористый соляная кислота водород (водный раствор)

Оксиды +n -2

Fe2O3 – оксид железа (III); FeO- оксид железа (II) P2O3- оксид фосфора (III);

ОСНОВНЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ

2 Mg + O2 = 2 MgO C + O2 = CO2 УФ или катализатор

КИСЛОТА

ОСНОВНОЙ ОКСИД + или ===> СОЛЬ + ( Н₂О )

КИСЛОТНЫЙ

ОКСИД

Например, FeO + 2 HCl = FeCl₂ + H₂O

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

Кислотные оксиды(ангидриды кислот) характерны для неметаллов (см. перечень выше) с любой степенью окисления и металлов с высокими степенями окисления (от +5 до +8), например, СО₂, SO₂, N₂O₅, P₂O₅, Mn₂O₇, CrO₃, RuO₄.

Такие оксиды при прямом взаимодействии с водой или с помощью косвенных реакций образуют соответствующие кислородные кислоты. Следует отметить, что непосредственно взаимодействуют с водой почти все оксиды неметаллов, например, газообразные -SO₂, SO₃, CO_2, твердые - N₂O₅, P₂O₃ и P₂O₅ и жидкие (Cl₂O₇). Не растворяются в воде два оксида неметалла – B₂O₃ и SiO₂. Многие оксиды металлов в высших степенях окислениz растворяются в воде, например, CrO₃, некоторые из них неустойчивы (Mn₂O₇).

Однако независимо от растворимости оксидов в воде легко формально вывести формулу кислоты, соответствующей данному оксиду:

CrO₃ B₂O₃

+ H₂O + H₂O

H₂CrO₄ H₂B₂O₄ => HBO₂ (кратные индексы у всех атомов сокращаем).

Приведенные записи не являются химическими реакциями, они представляют собой формальный вывод формулы кислоты, которую желательно знать, т.к. в реакциях солеобразования с участием оксидов, проявляющих кислотные свойства, кислотный остаток соответствующей кислоты входит в состав соли. Приведенный вывод является формальным также по той причине, что многие реакции с участием оксидов протекают в безводной среде, например, в расплаве.

Доказательством кислотных свойств оксидов являются реакции:

ОСНОВАНИЕ

КИСЛОТНЫЙ + или ==> CОЛЬ + ( Н₂О )

ОКСИД ОСНОВНОЙ

H2O ОКСИД

  Например, SO2 + 2 NaOH = Na2SO3 + H2O Mn2O7 + Ca(OH)2 = Ca(MnO4)2 + H2O

Cr

+2 +3 +6

CrO Cr₂O₃ CrO₃

основной амфотерный кислотный

Cr(OH)₂ Cr(OH)₃ H₂CrO₄

========================================>

кислотные свойства оксидов и гидроксидов возрастают

У всех металлов, для которых существуют подобные ряды оксидов, амфотерными свойствами обладают оксиды и гидроксиды с промежуточными степенями окисления металла. В воде амфотерные оксиды не растворяются.

Доказательством амфотерных свойств оксидов являются, по крайней мере, две противоположные реакции, которые позволяют подтвердить основные и кислотные свойства амфотерного оксида:

КИСЛОТА

или ==========> СОЛЬ + ( Н₂О )

КИСЛОТНЫЙ

АМФОТЕРНЫЙ + ОКСИД

ОКСИД ОСНОВАНИЕ

или=========>CОЛЬ + (Н₂О )

ОСНОВНОЙ

ОКСИД

Рассмотрим пример:

ZnO + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂O (1)

основн. св-ва

ZnO + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O (2)

кислот. св-ва

+ H₂O

H₂ZnO₂ – цинковая к-та (формальный вывод).

Как будет показано ниже, для растворов реакцию (2) более строго записывают в следующем виде:

ZnO + 2 NaOH + Н₂О = Na₂[Zn(OH)₄] тетрагидроксоцинкат натрия (комплексная соль)

Вывод: амфотерный оксид реагирует со щелочью как кислотный, а с кислотой - как основной, в обоих случаях образуются соли.В том случае, когда амфотерный оксид проявляет основные свойства, металл входит в состав образующейся соли в качестве катиона; при проявлении амфотерным оксидом кислотных свойств, металл входит в состав аниона соли.

 

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ (НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ ) ОКСИДЫ

ОБОБЩЕНИЕ: 1. Обратим внимание на взаимосвязь кислотно-основных свойств оксидов металлов… +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

Кислотный

Основной оксид

Оксид + или ==========> соли

Амфотерный

Оксид

(кислотн. св-ва)

+ Н₂О

к-та - формальный вывод ф-лы кислоты, кислотный остаток

основнойвходит в состав полученной соли

Кислотный оксид

Оксид или ===========> соли

Н2О амфотерный

↓ (формальный вывод, кислотный остаток входит в состав полученной соли) Таким образом основные оксиды могут реагировать с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, которые проявляют…

Основания

Общая формула Me(OH)n (n<= 4), где Me- катион металла в степени окисления +n. Исключение – гидроксид аммония NH4OH, не содержащий атомов металла.Основания - это соединения, при диссоциации которых в растворе существует один вид анионов ( отрицательно заряженные ионы) – гидроксид-ионы ОН- ( более строгое определение: основания – это соединения, присоединяющие протон (Н+) или являющиеся акцепторами протонов Н+).

Растворимыми в воде основаниями или щелочами являются гидроксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных): LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Перечисленные основания являются сильными электролитами. Все остальные гидроксиды металлов являются малорастворимыми или практически нерастворимыми и одновременно слабыми электролитами. Следует запомнить, что растворимое в воде основание NH₄OH (раствор газообразного аммиака NH₃ в воде) является слабым. Основания AgOH и Hg(OH)₂ самопроизвольно разлагаются в растворах на оксид и воду.

По количеству гидроксид-ионов или – ОН^- -групп все основания можно разделить на однокислотные (содержат одну ОН^- -группу) и многокислотные (содержат более одного гидроксид-иона). В названии основания по систематической международной номенклатуре на первое место ставят название элемента, образующего основание, за которым следует слово «гидроксид», с соответствующей количественной приставкой, при необходимости, например:

Mg(OH)₂ – магний дигидроксид,

Cr(OH)₃ – хром тригидроксид

NaOH – натрий гидроксид

Полусистематическая международная номенклатура на первое место ставит слово «гидроксид», за которым следует название элемента в соответствующем падеже и указание степени окисления элемента (римскими цифрами в круглых скобках), например, NaOH – гидроксид натрия, Cr(OH)₃ - гидроксид хрома(III). Устаревшая русская номенклатура оперирует словом «гидроокись» с соответствующими количественными приставками, указывающими количество гидроксид-ионов в основании – NaOH – гидроокись натрия (старое техническое название – едкий натр).

 

ПОЛУЧЕНИЕ ОСНОВАНИЙ

1.Взаимодействие активных металлов с водой:

2 К + H₂O = 2 КOH + H₂

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

Na₂O + H₂O = 2 NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂ (при нагревании)

3.Слабые основания ( гидроксиды большинства металлов) можно получить при взаимодействии солей со щелочами:

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ¯ + Na₂SO₄

BeCl₂ + 2 KOH = Be(OH)₂ ¯ + 2 KCl

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ

1.Взаимодействие с кислотами и оксидами, проявляющими кислотные свойства:

Сa(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

+H₂O

H₂CO₃

Be(OH)₂ + 2 HNO₃ = Be(NO₃)₂ + 2 H₂O

2 NaOH + SnO = Na₂SnO₂ + H₂O или Na₂[Sn(OH)₄]

амф.(кислот.cв- ва)

+ H₂O

H₂SnO₂

2.Растворы оснований имеют щелочную среду ( pH> 7 ) и изменяют окраску индикаторов :

фенолфталеин - с бесцветного на малиновый

лакмус - с фиолетового на синий

метиловый оранжевый - с оранжевого на желтый

3.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимый продукт (соль или основание) - одно из условий протекания реакции до конца:

CuCl₂ + 2 NaOH = Cu(OH)₂¯ + 2 NaCl

Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ ¯ + 2 NaOH

4.Нерастворимые в воде гидроксиды и NH₄OH разлагаются при нагревании:

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O

2 Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3 H₂O

NH₄OH = NH₃ + H₂O

 

Амфотерные гидроксиды (основания), как оксиды, проявляют основные и кислотные свойства в зависимости от того, с чем реагируют (получение и общие свойства амфотерных оснований рассмотрены выше). В данном разделе обратим внимание на понятие «амфотерность» и особые свойства амфотерных гидроксидов.

Доказательством их амфотерности являются, например, следующие две реакции:

Zn(OH)₂↓ + 2 HCl =ZnCl₂ + 2 H₂O (1)

(осн. св-ва)

Zn(OH)₂↓ +2 NaOH = Na₂ZnO₂ +2 H₂0 (2)

(кислотн. св-ва)

Поскольку целью данного пособия является максимальная обучающая функция, сделаем пояснения для реакции (2): для правильной записи соли в уравнении 2 можно рекомендовать два способа: а)используем формулу оксида для вывода формулы кислоты: ZnO

+ H₂O

H₂ZnO₂ - кислотный остаток этой кислоты ( ZnO₂^2- ) входит в состав соли.

б) определяем формулу кислоты, которая соответствует данному амфотерному основанию, записывая те же атомы в виде кислоты Zn(OH)₂ Û H₂ZnO₂.

Некоторым амфотерным оксидам соответствуют две кислоты – мета и ортокислота. Например, оксиду Al и оксиду Cr(III) соответствуют следующие кислоты: HAlO₂ - метаалюминиевая

( соответствует варианту а) и ортоалюминиевая (вариант б) - H₃AlO₃ Û Al(OH)₃. По варианту (б) получим соль Na₃AlO₃ – ортоалюминат натрия, а по варианту (а) - NaAlO₂ – метаалюминат натрия. Чаще всего в безводной щелочной среде образуются соли метакислот (NaAlO₂):

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2 H₂O

Na₃AlO₃

Аналогично для хрома (III):

+H₂O + H₂O

Cr₂O₃ --------------------à HСrO₂ ------------------à H₃CrO₃

метахромистая к-та ортохромистая к-та

(ст.ок. Cr < max (+6) – см. правила по составлению названий кислот в таблице 1)

CrO₂^- - метахромит-ион CrO₃^3- - ортохромит-ион

+6

( сравним: CrO₃ ® H₂CrO₄ - хромовая кислота, соли хроматы ).

Чтобы понять сущность амфотерности представим равновесие, которое существует в растворе амфотерного гидроксида, например, Zn(OH)₂,:

Zn²⁺ + 2 OH^- Û Zn(OH)₂ Û 2 H⁺ + ZnO₂^2- ( 1 )

кислая среда H₂ZnO₂ щелочная среда

Более строго равновесие в растворе следует записать в виде:

Zn²⁺ + 2 OH^- Û Zn(OH)₂ Û 2 H⁺ + [ Zn(OH)₄ ]^2- ( 2 )

комплексный анион

кислая среда щелочная среда

Следует отметить, что для амфотерных гидроксидов в кислых средах (при добавлении кислоты) равновесие процессов (1 и 2) смещается в сторону диссоциации по типу основания, а в щелочной среде – в сторону образования гидроксокомплексов, т.е. происходит диссоциация по типу кислоты.

Запись в форме (1) более справедлива для реакций в расплавах, в случае щелочных растворов все амфотерные гидроксиды склонны к образованию гидроксокомплексов, в частности, вида [ Эⁿ⁺(OH)_2n ] ^n-. Записывая эти комплексы, можно, в первом приближении, пользоваться следующим правилом: КЧ (Э) = 2 ст.ок., т.е. КЧ = 2n; КЧ – координационное число металла, образующего комплекс (комплексообразователя); КЧ в таких комплексах, как правило, равно числу ионов или молекул, связанных с комплексообразователем. Приведем примеры:

[ Zn²⁺(OH)₄ ]^2- - тетрагидроксоцинкат-ион

[ Al³⁺(OH)₆ ]^3- - гексагидроксоалюминат-ион или [Al(OH)₄(H₂O)₂] ^- ( КЧ для алюминия равно в обоих случаях 6) , обычно молекулы воды не записывают и гидроксокомплекс имеет вид: [Al(OH)₄]^-).

Тогда, учитывая выше сказанное, доказательство амфотерности оксидов и гидроксидов записываем в виде следующих пар уравнений (желательно использовать сильные кислоты и щелочи):

Докажем амфотерность гидроксида свинца (II):

1) Pb(OH)₂ + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + 2 H₂O

основные св-ва

2) Pb(OH)₂ + 2 NaOH = NaPbO₂ или в растворе - Na₂[Pb(OH)₄]

кислотные св-ва

В случае оксида реакция (2) имеет вид:

PbO + 2 NaOH + (H₂O) = Na₂PbO₂ (или Na₂[Pb(OH)₄])

Для гидроксида алюминия можно записать следующие реакции:

1) Al(OH)₃ + 3 HNO₃ = Al(NO₃)₃ + 3 H₂O

2) Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ (Na₃AlO₃) или в растворе Na[Al(OH)₄] ,

( Na₃ [Al(OH)₆)])

Как следует из рассмотренного материала в случае алюминия, хрома и некоторых других металлов, можно встретить, например, формулы NaAlO₂, Na₃AlO₃, Na[Al(OH)₄] , Na₃[Al(OH)₆]. Следует иметь в виду, что состав комплексного аниона зависит от степени гидратации этих соединений и количества щелочи, участвующей в их образовании. Разные гидратные формы соединений находятся в растворе в равновесии, причем по мере увеличения концентрации щелочи равновесие смещается в сторону менее гидратированных форм соединений. Например, в разбавленных растворах алюминатов щелочных металлов присутствуют ионы [Al(OH)₄]^- (фактически [Al(OH)₄(H₂O)₂]^-. В более концентрированных растворах щелочи – ионы [Al(OH)₆]^3-, а в безводном состоянии алюминаты содержат ион AlO₂^- или AlO₃^3-, то есть:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄ ](тетрагидроксоалюминат натрия)

В избытке щелочи:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆].

В безводном растворе щелочи:

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + H₂O

Подводя итог, следует отметить, что, строго говоря, понятие «амфотерность» можно связать со способностью вещества в определенных условиях присоединять или отдавать протон Н⁺ (см. определение оснований и кислот) и тогда количество амфотерных соединений существенно возрастает. Однако поскольку металлы являются основным конструкционным материалом, то амфотерность их оксидов и гидроксидов существенно влияет на коррозионную устойчивость металлов в кислой и щелочной среде.

 

Кислородсодержащие кислоты

Кислородсодержащие кислоты также относятся к гидроксидам. Это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах ионы водорода H+, или,… Номенклатура кислородных кислот: по международной систематической номенклатуре… H3PO4 -триводород тетраоксофосфат(V) или триводород ортофосфат

Бескислородные килоты

Общая формула таких кислот HхЭу. Эта группа соединений по химическим свойствам и характеру диссоциации в водных средах (образование ионов… Название по систематической номенклатуре формируют следующим образом: на… HCl- водород хлорид

СОЛИ

 

Соли – сложные вещества, состоящие из катионов (положительно заряженных частиц, чаще всего атомы металла) и отрицательно заряженных кислотных остатков. Разделяют по видам на нормальные (средние), гидросоли (кислые соли), гидроксосоли (основные соли), двойные соли, смешанные и комплексные. Двойные соли содержат атомы двух металлов и общий кислотный остаток, например, алюмокалиевые квасцы - KAl (SO₄)₂ 12H₂O. Смешанные соли имеют в своем составе разные кислотные остатки, например CaOCl₂- смешанная соль кислот HCl и HСlO. В составе комплексных солей присутствует комплексный катион, например, [Ag(NH₃)₂]Cl, или комплексный анион – Na[Al(OH)₄]. Как, правило, вне зависимости от растворимости все соли являются сильными электролитами.

 

Нормальные (средние) соли

По международной систематической номенклатуре названия солей формируются аналогично описанным ранее названиям других классов соединений. Например,… По полусистематической номенклатуре на первое место ставят название кислотного… По русской номенклатуре названия нормальных солей образуют от названия соответствующей кислоты с прибавлением слова…

Нитрат гидроксоалюминия

AlOH2+- катион соли, формула – AlOH(NO3)2 Сульфит дигидроксоалюминия SO32- 2OH- Al3+

Комплексные соединения

  М( )n + n ¯­ L = [M( ¯­ )n] комплексообразовательлиганды внутренняя сфера компл. частицы

Использованная и рекомендуемая литература

 

1. Н.Л.Глинка. Общая химия.,М., 2004,728с.

2. Курс лекций по общей и экологической химии./Байдаков Л.А., Блинов Л.Н., Курников Б.Д., Чувиляев Р.Г..Под ред.Л.А.Байдакова/ Спб, 1993, 246с.

3. Типы химических соединений / Б.Д.Курников, Л.Н.Блинов, А.И.Космынин/, Л., 1983(ЛПИ им.М.И.Калинина), 23с.

4. Основы номенклатуры неорганических соединений / Л.Н.Блинов, М.С.Гутенев, Н.П.Танцура/ СПб, 1994 (СПбГТУ), 16с.

5. Ионные реакции и гидролиз солей / Б.Д.Курников, В.В.Робозеров, Л.Н.Блинов), Л., 1984 (ЛПИ им.М.И.Калинина), 35с.

6. Л.Н.Блинов, М.С.Гутенев,Н.И.Иванова, Н.И.Крылов, Р.Г.Чувиляев. Неорганическая химия (сборник задач и упражнений). СПб. 2002, (СПбГПУ), 83с.

 

Ответы на вопросы контрольных заданий:

 

Задание 1:

1. S – неметалл, ( +6; - 2 ), оксид SO₃ ; W – металл, ( +6; +2 ), оксиды WO₃, WO ; Р – неметалл, ( +5; - 3 ), оксид P₂O₅; Pb – металл, ( +4, +2), оксиды PbO₂, PbO.

2. cм. перечень на стр.3.

3. Cr(+VI), N(+IV), Bi(+V), K(+I), Fe(+III).

 

Задание 2:

3. дилитий оксид, оксид лития, окись лития; бериллий оксид, оксид бериллия, окись бериллия; железо оксид, оксид железа (II), закись железа; дижелезо триоксид, оксид железа (III), окись железа; марганец оксид, оксид марганца (II), окись марганца; марганец диоксид, оксид марганца (IV), двуокись марганца; димарганец гептаоксид, оксид марганца (IV), полусемиокись марганца; дифосфор триоксид, оксид фосфора (III), полутороокись фосфора; дифосфор пентаоксид, оксид фосфора (V), полупятиокись фосфора; олово оксид, оксид олова (II), закись олова; олово диоксид, оксид олова (IV), окись олова; вольфрам триоксид, оксид вольфрама (VI), трехокись вольфрама.

4. SiO₂ – кремний - неметалл, оксид кислотный; MgO – магний -металл с невысокой степенью окисления (+2), неамфотерный, оксид основной; PbO – свинец – его оксиды амфотерные (см. перечень на стр.8), CrO₃ - хром – металл с высокой степенью окисления в оксиде (+6) – кислотный:

SiO₂ + 2 KOH = K₂SiO₃ + H₂O

MgO + 2 HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + H₂O

PbO + 2 KOH = K₂PbO₂ + H₂O

PbO + 2 HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂O

CrO₃ + 2 KOH = K₂CrO₄ + H₂O

5. Cl₂O + MgO = Mg(ClO)₂, 3 CO₂ + Al₂O₃ = Al₂(CO₃)₃,

2 KOH + BeO = K₂BeO₂ + H₂O, 2 Fe(OH)₃ + N₂O₃ =

+ Na₂O = 2 NaAlO₂

6.SO₂ + MgO = MgSO₃, SO₂ + ZnO = ZnSO₃, MgO + ZnO = MgZnO₂,

MgO + Mn₂O₇ = Mg(MnO₄)₂, ZnO + Mn₂O₇ = Zn(MnO₄)₂

7. MnO – основной оксид Þ Mn(OH)₂, MnO₂ – амфотерный оксид Þ Mn(OH)₄, Mn₂O₇ - кислотный оксид Þ HMnO₄

8. Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O

Cr₂O₃ + 2 KOH = 2 KCrO₂ + H₂O

9. ZnO + FeO = FeZnO₂ , Na₂O + ZnO = Na₂ZnO₂, N₂O₅ + MgO =

Mg(NO₃)₂, P₂O₅ + K₂O = KPO₃

10.FeO – основной оксид, K₂O – основной оксид и ZnO – амфотерный.

K₂O + H₂O = KOH (растворимое в Н₂О основание),

ZnO + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ (растворимая соль).

11. Сs₂O + HCl = CsCl + H₂O, CaO + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O,

GeO₂ + 4 HCl = GeCl₄ + 2 H₂O, GeO₂ + 2 KOH = K₂GeO₃ + H₂O,

N₂O₃ + KOH = KNO₂

12. SnO₂

 

Контрольное задание 3

2. Fe(OH)₂ + 2 HBr = FeBr₂ + 2 H₂O, Fe(OH)₂ + SO₂ = FeSO₃

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O, HNO₃ + CaO = Ca(NO₃)₂

3. Na₂O + H₂O = 2 NaOH; MgO + H₂O = Mg(OH)₂;

SiO₂ + KOH = K₂SiO₃, K₂SiO₃ + HCl = H₂SiO₃ + KCl ;

N₂O₅ + H₂O = 2 HNO₃; CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O

CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂¯ + Na₂SO₄;

4.CsOH + HNO₃ = CsNO₃ + H₂O; Cr(OH)₃ + 3 HNO₃ = Cr(NO₃)₃ +

3 H₂O, Cr(OH)₃ + 3 KOH = K₃CrO₃ + 3 H₂O; Fe(OH)₂ + HNO₃ =

Fe(NO₃)₂ + H₂O

5. Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + H₂O; Zn(OH)₂ + Ca(OH)₂ = CaZnO₂ +

2 H₂O

6. Ga(OH)₃, In(OH)₃, Tl(OH)₃

7. Cu(OH)₂ – медь дигидроксид, гидроксид меди (II), гидроокись меди;

H₂SO₃ – диводород триоксосульфат (IV), сернистая кислота;

H₂Te – водород теллурид, теллуроводородная кислота;

H₃CrO₃ – триводород триоксохромат (III), ортохромистая кислота;

8. B₂O₃, Cl₂O, WO₃, FeO , As₂O₅ – перед записью формулы оксида определите степень окисления атомов B, Cl, W, Fe и As в формулах приведенных гидроксидов.

9. Zn(OH)₂ + 2 HCl = ZnCl₂ + 2 H₂O, Zn(OH)₂ + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ +

2 H₂O; H₃PO₄ + 3 NaOH = Na₃PO₄ + 3 H₂O; Cu(OH)₂ + 2 HCl =

CiCl₂ + 2 H₂O; Cr(OH)₃ + 3 HCl = CrCl₃ + 3 H₂O, Cr(OH)₃ + 3 NaOH =

Na₃CrO₃ + 3 H₂O.

 

Контрольное задание 4

 

2. HPO₄^-, HsiO₃^-, Al(OH)₂⁺, AlOH²⁺, H₂PO₄^-, CaOH⁺.

3. H₂S ↔ H⁺ + HS^- гидросульфид-ион

HS^- ↔ H⁺ + S^2- сульфид-ион

 

H₄SiO₄ ↔ H⁺ + H₃SiO₄^- тригидросиликат-ион

H₃SiO₄^- ↔ H⁺ + H₂SiO₄^2- дигидросиликат-ион

H₂SiO₄^2- ↔ H⁺ + HSiO₄^3- гидроортосиликат-ион

HSiO₄^3- ↔ H⁺ + SiO₄^4- ортосиликат-ион

 

Ni(OH)₂ ↔ OH^- + NiOH⁺ катион гидроксоникеля

NiOH⁺ ↔ OH^- + Ni²⁺ катион никеля (II)

 

 

Cr(OH)₃ ↔ OH^- + Cr(OH)₂⁺ катион дигидроксохрома (III)

Cr(OH)₂⁺ ↔ OH^- + CrOH²⁺ катион гидроксохрома (III)

CrOH²⁺ ↔ OH^- + Cr³⁺ катион Cr(III)

4. Kатионы: K⁺ , Na⁺ , Ca²⁺ , CaOH⁺ , Ni²⁺ , Al³⁺ , AlOH²⁺, Al(OH)₂⁺, CuOH⁺

Кислотные остатки (анионы солей): S^2-, HS^-, CO₃^2-, HCO₃^-, Cl^-, PO₄^3-, H₂PO₄^-, HPO₄^2-, SiO₄^4-, HSiO₃^-, NO₂^-, NO₃^-, HSO₄^-, SO₄^2- ( одинаковые катионы и кислттные остатки дважды не повторяют).

Нормальные соли: K₂S, Na₂CO₃, CaCl₂, Na₃PO₄, Ni₂SiO₄, NaNO₂, NaNO₃, AlCl_3.

Гидросоли (кислые соли): KHS, NaHCO₃, NaH₂PO₄, NaHPO₄, Ni(HSiO₃)₂, KHSO₄.

Гидроксосоли (основные соли): CaOHCl, AlOHCl₂, Al(OH)₂Cl, (CuOH)₂SO₄.

5. NaHS – натрий водород сульфид, гидросульфид натрия, кислый сернистый натрий.

NaClO – натрий оксохлорат (I),

KNO₂ – калий диоксонитрат(III), нитрит калия, азотистокислый калий

KNO₃ - калий триоксонитрат(V), нитрат калия, азотнокислый калий

MgCl₂ - магний хлорид, хлорид магния, хлористый магний

MgOHCl – магний гидроксиид хлорид, хлорид гидроксомагния, основной хлористый магний

MgSO₄ – магний тетраоксосульфат(VI), сульфат магния, сернокислый магний

Mg(HSO₄)₂ – магний водород тетраоксосульфат(VI), гидросульфат магния, кислый сернокислый магний

Fe₂(CO₃)₃ – железо(III) триоксокарбонат, карбонат железа (III), углекислое окисное железо.

FeOHCO₃ – железо(III)гидроксид триоксокарбонат, карбонат гидроксожелеза(III), основное двузамещенное углекислое железо

[Fe(OH)₂]CO₃ – железо(III) дигидроксид триоксокарбонат, карбонат дигидроксожелеза (III), осное однозамещенное углекислое окисное железо

Fe(HCO₃)₃ – железо(III)водород триоксокарбонат, гидрокарбонат железа(III), кислое углекислое окисное железо

6. CaSO₃ – сульфит кальция, Сa(HSO₃)₂ – гидросульфит кальция, (CaOH)₂SO₃ – сульфит гидроксокальция;

MgSiO₃ (гидро и гидроксосоли не образуются, т.к. оба оксида нерастворимы в воде и реакция протекает в расплаве).

BaCO₃, Ba(HCO₃)₂, (BaOH)₂CO₃

CaSO₄, Ca(HSO₄)₂, (CaOH)₂SO₄

7. CaO + HNO₃ = CaOHNO₃

2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O; 2 NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + Н₂O;

Na₂CO₃ + 2 HCl = 2 NaCl+ CO₂ + H₂O

Al₂O₃ + NaOH = NaAlO₂ + H₂O

8. NiSO₄ + H₂SO₄ = Ni(HSO₄)₂; NiSO₄ + Ni(OH)₂ = (NiOH)₂SO₄

Ni(HSO₄)₂ + 2 KOH = NiSO₄ + K₂SO₄ + 2 H₂O

(NiOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = NiSO₄ + 2 H₂O

9.а) Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = Ba(HSO₄)₂ + H₂O; BaO + 2 H₂SO₄ =

Ba(HSO₄)₂ + H₂O; Ba(OH)₂ + 2 SO₃ = Ba(HSO₄)₂ + 2 H₂O

б) Ca(OH)₂ + HCl = CaOHCl + H₂O; CaO + HCl = CaOHCl

10. Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O = 2 NaHCO₃; CuSO₄ + H₂SO₄ = Cu(HSO₄)₂

CuSO₄ + Cu(OH)₂ = (CuOH)₂SO₄; Al(NO₃)₃ + 2Al(OH)₃ = 3 Al(OH)₂NO₃ ;

2 Al(NO₃)₃ + Al(OH)₃ = 3 AlOH(NO₃)₂

12. Ba(OH)₂ более сильное основание, чем Ca(OH)₂

13. H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂TeO₄