Неорганические Вещества Реферат

Неорганические Вещества Реферат



➡➡➡ ПОДРОБНЕЕ ЖМИТЕ ЗДЕСЬ!






























Неорганические Вещества Реферат
Получите деньги за публикацию своих разработок в библиотеке «Инфоурок»

и получить бесплатное свидетельство о размещении материала на сайте infourok.ru











Инфоурок




Химия

› Другие методич. материалы › Реферат по химии на тему "Основные классы неорганических соединений"

Реферат по химии на тему "Основные классы неорганических соединений"


Московский институт профессиональной переподготовки и повышения квалификации педагогов

Курс профессиональной переподготовки


от 7.200 руб.
от 3.600 руб.

Найдите материал к любому уроку,
указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:


Выберите категорию:

Все категории Алгебра Английский язык Астрономия Биология Внеурочная деятельность Всеобщая история География Геометрия Директору, завучу Доп. образование Дошкольное образование Естествознание ИЗО, МХК Иностранные языки Информатика История России Классному руководителю Коррекционное обучение Литература Литературное чтение Логопедия, Дефектология Математика Музыка Начальные классы Немецкий язык ОБЖ Обществознание Окружающий мир Природоведение Религиоведение Родная литература Родной язык Русский язык Социальному педагогу Технология Украинский язык Физика Физическая культура Философия Французский язык Химия Черчение Школьному психологу Экология Другое


Выберите класс:

Все классы Дошкольники 1 класс 2 класс 3 класс 4 класс 5 класс 6 класс 7 класс 8 класс 9 класс 10 класс 11 класс


Выберите учебник:

Все учебники


Выберите тему:

Все темы


также Вы можете выбрать тип материала:





Все материалы





Статьи



Научные работы



Видеоуроки



Презентации



Конспекты



Тесты



Рабочие программы



Другие методич. материалы







Воронаев Иван Геннадьевич




Написать




4907




16.05.2018







Химия





9 класс




Другие методич. материалы




Авторизуйтесь , чтобы задавать вопросы.

Знаете, что говорят коллеги из Вашего учебного заведения о КУРСАХ «Инфоурок»?










Обучение и проверка знаний требований охраны труда

820 р.










О нас


Пользователи
сайта


Часто задаваемые вопросы


Обратная связь


Сведения об организации


Партнерская программа




Для всех учителей из 37 347 образовательных учреждений по всей стране
репетиторы онлайн от проекта «ИнфоУрок»
Онлайн-занятия с репетиторами Подберём репетитора лично для Вас и запишем на бесплатное пробное занятие!
Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.
Только сейчас Вы можете пройти дистанционное обучение прямо на сайте "Инфоурок" со скидкой 40% по курсу повышения квалификации "Организация работы с обучающимися с ограниченными возможностями здоровья (ОВЗ) в соответствии с ФГОС" (72 часа). По окончании курса Вы получите печатное удостоверение о повышении квалификации установленного образца (доставка удостоверения бесплатна).
«Основные классы неорганических соединений»
Основные классы неорганических веществ…………..3 стр.
Простые вещества………………………………………...4 стр.
Гидроксиды………………………………………………..8 стр.
Соли………………………………………………………...10 стр.
Бинарные соединения……………………………………12 стр.
Список литературы………………………………………14 стр.
Классификация неорганических веществ базируется на их химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нём и в каком числовом отношении для их атомов. Символы и названия химических элементов приведены в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.
Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом вы периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIII А-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr , Xe и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы He , Ne , Ar химически инертны).
Основные классы неорганических веществ . Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде. Все двух- и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе – химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями).
Классификация сложных веществ первых трёх классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространённого в природе элемента – кислорода, и на самом распространённом соединении кислорода – воде.
Первый класс сложных веществ – это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (- II ); их общая формула Э х О у . К оксидам не относятся соединения кислорода с фтором (простейшее из них О - II F 2 - I ), а также пероксиды и надпероксиды ( Na 2 O 2 , KO 2 ), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О 2 2- и О 2 - .
Второй класс сложных веществ – гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Н х ЭО у ), основные и амфотерные [ M ( OH ) n ] гидроксиды, соответствующие кислотным, основным и амфотерным оксидам.
Третий класс сложных веществ – соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, имеющие общую формулу М х (ЭО у ) n и состоящих из катионов М n + и анионов (кислотных остатков) ЭО у х- . Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона – двойными. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН – (иногда и ионов О 2– ) – основными солями.
Четвёртый класс сложных веществ – бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трёх классов (оксиды – гидроксиды – соли). Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (– II ) и не основана на соединении такого кислорода – воде. Фактически это обширный класс сложных неорганических веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.
Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химичес-кими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.
Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:
При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) – твёрдые вещества с характерным металлическим блеском. Большинство металлов имеют серебристо-белый цвет, хотя и есть исключения. Так медь – металл розово-красного цвета, золото – жёлтого. Многие физические свойства металлов изменяются в широких пределах. Например, осмий (самый тяжелый металл) имеет плотность в 42 раза большую, чем литий (самый лёгкий металл). В больших интервалах меняются температуры плавления металлов: наибольшая она у вольфрама (3420 о С), наименьшая – у ртути (–38,9 о С). Взаимодействуют с неметаллами с образованием бинарных соединений, то есть веществ, состоящих из двух элементов. Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):
2М + 2Н 2 О = 2МОН + Н 2(г) (М = Li , Na , K, Rb, Cs)
М + 2Н 2 о = М(ОН) 2 + Н 2(г) (М = Mg , Ca , Sr , Ba )
Простые вещества элементов Cu , Ag , Ni также относят к неметаллам, так как у их оксидов CuO , Ag 2 O , NiO и гидроксидов Cu ( OH ) 2 , Ni ( OH ) 2 преобладают основные свойства.
Неметаллы. Простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:
VIIA - группа F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2
При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твёрдыми веществами (углерод, сера, фосфор). Неметаллы, находящиеся в твёрдом состоянии, как правило хрупкие. Характерными свойствами неметаллов являются низкие теплопроводность и электропроводность. Неметаллы образуют простые вещества, молекулы которых могут быть одноатомными (Не, Ne и другие благородные газы), двухатомными (Н 2 , О 2 , I 2 ), многоатомными ( O 3 , P 4 , S 8 ), полимерными ( S х , Р х ). Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.
Амфигены. Амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены:
Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.
Аэрогены. Благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA -группы: He , Ne , Ar , Kr , Хе, Rn . Из них He , Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr , Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицатель-ностью.
Сложные вещества . Образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам на: оксиды, гидроксиды, соли, бинарные соединения.
I . Оксиды . Оксид – это соединение какого-либо элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (- II ). Оксиды делятся по составу и химическим свойствам на: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные, двойные) и несолеобразующие (пероксиды безразличные, солеобразные,).
Основные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Из типичных металлов только Li , Mg , Ca , Sr образуют оксиды Li 2 О, Mg О, Ca О, Sr О при сжигании на воздухе. Оксиды Na 2 O , K 2 O , Rb 2 О, Cs 2 О и Ва 2 О получают другими способами. К основным оксидам относят также CuO , Ag 2 O и NiO . Получение основных оксидов:
Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 О, К 2 О крайне труднодоступны.
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.
Разложение солей кислородсодержащих кислот
4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 4 + O 2 ( при t o )
Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:
[ZnOH] 2 CO 3 = 2ZnO + CO 2 + H 2 O
Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O СаО + Н 2 О = Са(ОН) 2
Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:
Fe 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe ( при t o )
3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O ( при t o )
Кислотные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ( при t o )
Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:
Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий, как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот => СО 2 – ангидрид угольной кислоты, а SO 3 – ангидрид серной кислоты. Из типичных неметаллов только S , Se , P , As , С, Si образуют оксиды S О 2 , Se О 2 , Р 2 О 5 , As 2 О 3 , СО 2 , и Si О 2 при сжигании в воздухе. Остальные кислотные оксиды получают другими способами.
И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO 2 и CIO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO 2 и CIO 2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а CIO 2 и с водой, образуя две кислоты: а) 2 NO 2 + 2 N аОН = N а NO 2 + NaNO 3 + Н 2 О
б) 2 CIO 2 + 2 N аОН(хол.) = N а CIO 2 + N а CIO 3 + Н 2 О
2 CIO 2 + Н 2 О(хол.) = Н CIO 2 + Н CIO 3
Оксиды CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.
Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, щелочами:
Р 2 О 5 + Al 2 О 3 = 2 Al РО 4 (при t o )
C а( OH ) 2 + СО 2 = СаСО 3 + Н 2 О
Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции:
Амфотерные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Типичные амфигены (кроме G а) при сжигании на воздухе образуют оксиды ВеО, Cr 2 О 3 , Zn О, Al 2 О 3 , Ge О 2 , Sn О 2 , Pb О; амфотерные оксиды Ga 2 О 3 , Sn О, Pb О 2 получают другими способами. Обладают двойственной природой: они одновременно способны вступать в реакции, в которых выступают как основные, так и как кислотные оксиды, то есть реагируют как с кислотами, так и с щелочами:
Al 2 O 3 + 6 HCl = 2 AlCl 3 + 3Н 2 О
Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3Н 2 О = 2 Na [ Al ( OH ) 4 ]
К числу амфотерных оксидов относится оксид алюминия ( III ) Al 2 O 3 , оксид хрома ( III ) Cr 2 O 3 , оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO , оксид железа ( III ) Fe 2 O 3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н 2 О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства).
Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворённых в ней солей
Двойные оксиды. Образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:
(Fe II Fe 2 III )O 4 , (Pb 2 II Pb IV )O 4 , (MgAl 2 )O 4 , (CaTi)O 3
Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.
Несолеобразующие оксиды . Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов). К таким оксидам относятся: СО, NO , N 2 O , SiO , S 2 О и др.
Рассмотрим несолеобразующие оксиды на примере оксида углерода ( II ) СО – угарного газа. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. Оксид углерода является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. Пероксиды. Щелочные металлы образуют пероксидные соединения – соединения, в которых имеются химические связи кислород – кислород. Связь О – О не прочна, поэтому пероксиды неустойчивые соединения, легко разлагающиеся. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава Ме 2 О 2 и надпероксиды МеО 2 , где Ме – щелочной металл. Пероксиды щелочных металлов разлагаются водой с выделением кислорода:
Действием кислот на пероксиды щелочных металлов можно получить пероксид водорода:
Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + H 2 O 2
II Гидроксиды . Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН – в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона ОН – даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O - II H , могут содержать также кислород O - II . В гидроксидах
степень окисления элемента всегда положительная (от + I до + VIII ). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам на основные, кислотные и амфотерные.
Основные гидроксиды (основания) . Образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:
Ме 2 О + Н 2 О = МеОН (Ме = Li , Na , K, Rb, Cs)
МеО + Н 2 О = Ме(ОН) 2 (Ме = Ca, Sr, Ba)
Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки по правилу валентности с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.
При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н + (точнее Н 3 О + ) и следующие анионы, или кислотные остатки:
Кислоты HNO 3 и H 2 SO 4 называются сильными, а Н 2 СО 3 и Н 3 РО 4 – слабыми. Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой. Исключение составляет SO 2 . Ему в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO 2 . n Н 2 О («сернистая кислота H 2 SO 3 » не существует, но кислотные остатки HSO 3 – и SO 3 2– присутствуют в солях). При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация, и образуются соответствующие кислотные оксиды. При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены по правилам валентности образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав заряд. Кислоты Н 2 S О 4 и Н 3 РО 4 в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO 3 в такие реакции не вступает). В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами .
Амфотерные гидроксиды. Образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:
Ве(ОН) 2 , Sn (ОН) 2 , Zn (ОН) 2 , Pb(ОН) 2 , Al (ОН) 3 , Cr (ОН) 3 .
Не образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные гидроксиды:
Ме(ОН) 2 = МеО + Н 2 О (Ме = Ве, Sn , Zn , Pb)
Ме(ОН) 3 (-Н 2 О) — МеО(ОН) (-Н 2 О) — Ме 2 О 3 (Ме = Al , Cr )
И с к л ю ч е н и е: для железа ( III ) известен только метагидроксид FeO ( OH ), «гидроксид железа ( III ) Fe (ОН) 3 » не существует (не получен). Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных оксидов; образуют два вида солей, в которых в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.
Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).
III Соли . Соединения, состоящие из катионов основных или амфотер-ных (в роли основных) гидроксидов и и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных срлей (см. выше), соли рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями.
Соли делятся на основные, средние, кислые, двойные.
Основные соли. Содержат гидроксогруппы ОН — , рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO 3 ( OH ), Ca 2 SO 4 ( OH ) 2 , Cu 2 CO 3 ( OH ) 2 , образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:
2 Cu ( OH ) + Н 2 СО 3 = Cu 2 CO 3 ( OH ) 2 + Н 2 О
2 Ni ( OH ) 2 + Н 2 S О 4 = Ni 2 SO 4 ( OH ) 2 + Н 2 О
Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:
Со NO 3 ( OH ) + Н NO 3 = Со( NO 3 ) 2 + Н 2 О
Ni 2 SO 4 (OH) 2 + Н 2 SO 4 = 2NiSO 4 + Н 2 О
Большинство основных солей малорастворимы, в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:
2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 + CO 2 + 4NaCl
Кислые соли. Кислые соли содержат кислые кислотные остатки, содержащие водород, НСО 3 - , Н 2 РО 4 - , НРО 4 2- . Образуются при действии на основные или амфотерные или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:
2NaOH + H 2 SO 4( конц .) = Na Н SO 4 + Н 2 О
Zn(OH) 2 + 2H 3 PO 4( конц .) = ZnHPO 4 + 2 Н 2 О
При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:
Na Н SO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + Н 2 О
Pb ( HSO 4 ) 2 + Pb ( OH ) 2 = 2 PbSO 4 + Н 2 О
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСО 3 = К + + НСО 3 — )
Средние соли. Содержат средние кислотные остатки СО 3 2- , NO 3 - , PO 4 3- , SO 4 2- и др., например К 2 СО 3 , Mg ( NO 3 ) 2 и др. если средние соли плучают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах, например, соль К 2 СО 3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях:
1а) Основной гидроксид + кислотный гидроксид = …
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 О
1б)Амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид = …
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 6 Н 2 О
1в) Основной гидроксид + амфотерный гидроксид = …
NaOH + Al ( OH ) 3 = NaAl О 2 + 2Н 2 О
2а) Основной оксид + кислотный гидроксид = …
Na 2 О + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 О
2б) Амфотерный оксид + кислотный гидроксид = …
Al 2 О 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 Н 2 О
2в) Основной оксид + амфотерный гидроксид = …
Na 2 О + 2 Al ( OH ) 3 = 2 NaAl О 2 + 3Н 2 О
3а) Основной гидроксид + кислотный оксид = …
3б) Амфотерный гидроксид + кислотный оксид = …
Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 Н 2 О
3в) Основной гидроксид + амфотерный оксид = …
2 NaOH + Al 2 О 3 = 2 NaAl О 2 + Н 2 О
Реакция 1в, если она протекает в растворе, сопровождается образованием других продуктов – комплексных солей, например,
NaOH ( конц .) + Al(OH) 3 = Na[Al(OH) 4 ]
Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).
Двойные соли. Двойные соли содержат два химически важных катиона; например Са Mg ( CO 3 ) 2 , КА l ( SO 4 ) 2 , Fe ( NH 4 ) 2 ( SO 4 ) 2 и др. Многие двойные соли образуются в виде кристаллогидратов при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:
К 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O = К 2 Mg(SO 4 ) 2 . 6H 2 O
Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями
IV Бинарные соединения . Бинарные соединения – это сложные вещест-ва, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).
Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация прорводится по виду аниона.
а ) галогениды : OF 2 , HF, KBr, PbI 2 , NH 4 Cl, BrF 3 , IF 7
б ) хальгогениды : H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3 , NH 4 HS, K 2 Se, NiSe
в ) нитриды : NH 3 , Li 3 N, Mg 3 N, AlN, Si 3 N 4
г ) карбиды : Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC
д ) силициды : Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2
е ) гидриды : LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4
ж) пероксиды Н 2 О 2 , Na 2 О 2 , СаО 2
з) надпероксиды : НО 2 , КО 2 , Ва(О 2 ) 2
По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:
ковалентные : OF 2 , IF 7 , H 2 S, Р 2 S 5 , NH 3 , Н 2 О 2
ионные: K 2 Se , Mg 3 N , Na 2 О 2 , СаО 2 , CaC 2
Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами).
По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).
Бескислородные кислоты. Содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н + и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространённые бескислородные кислоты – это HI , HBr , HCl , HF , HCN , H 2 S , из них HF , HCN , H 2 S – слабые кислоты, остальные – сильные.
2 H 2 S + Ва(ОН) 2 = Ва( HS ) 2 + 2НО 2
Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода, и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами HI , HBr , HCl в разбавленном растворе и вытесняют из них водород , например, Ве + 2 HCl = Ве Cl 2 + Н 2
Бескислородные соли. Образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH 4 + ) и анионами (остатками) бескислородных кислот, например, AgCl , NaF , KBr , PbI 2 и др. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.
Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F 2 , Cl 2 , Br 2 и I 2 (в общем виде Г 2 ) и S (приведены реально протекающие реакции):
2Me + Г 2 = 2Me Г (Me = Li, K, Rb, Cs, Ag)
Me + Г 2 = Me Г 2 (Me = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)
2Me + 3 Г 2 = 2Me Г 3 (Me = Al, Ga, Cr)
2Me + S = Me 2 S (Me = Li, K, Rb, Cs, Ag)
Me + S= MeS (Me = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co, Fe,Ni)
2Me + 3S = Me 2 S 3 (Me = Al, Ga, Cr)
Р. А. Лидин , Л. Ю. Аликберова «Химия для поступающих в ВУЗы» Издательство АСТ- ПРЕСС , Москва , 2002 г.
Н. Г. Хомченко «Общая химия» Издательство Новая волна, Оникс , С.- Петербург , 2001 г.
В. А. Володин «Энциклопедия по химии. Том 17.» Издательство Аванта+, Москва , 2001 г.
Э. Т. Оганесян «Руководство по химии» Издательство ВЫСШАЯ ШКОЛА , Москва , 1991 г.
Н. Е. Кузьменко , В.В. Еремин , В. А. Попков «Начала химии» Издательство ЭКЗАМЕН , ОНИКС 21 век , Москва , 2001 г.
Влияние сенсорной интеграции на ребенка с ОВЗ в дошкольный период


Номер материала:

ДБ-1600534
Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.
Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Реферат по химии на тему "Основные классы неорганических ..."
Реферат на тему " Неорганические вещества и их роль в клетке..."
Реферат : Неорганические вещества и их роль... - BestReferat.ru
Реферат Неорганические вещества
2.3.1. Неорганические вещества клетки. | Биология... | Яндекс Дзен
Сочинение Рассуждение На Тему Великодушие 9.3
Связь Между Комментариями В Сочинении Егэ
Сочинение Путешествие Финикийских Мореплавателей 5 Класс
Описание Картины Богатыри Васнецова 4 Класс Сочинение
Край Сочинение 6 Класс