Курс химии в школах начинается в 8-м классе с изучения общих основ науки: описываются возможные виды связи между атомами, типы кристаллических решеток и наиболее распространенные механизмы реакций. Это становится фундаментом для изучения важного, но более специфического раздела - неорганики.

Что это такое

Это наука, которая рассматривает принципы строения, основные свойства и реакционную способность всех элементов таблицы Менделеева. Важную роль в неорганике играет Периодический закон, который упорядочивает систематическую классификацию веществ по изменению их массы, номера и типа.

Курс охватывает и соединения, образуемые при взаимодействии элементов таблицы (исключение составляет только область углеводородов, рассматриваемая в главах органики). Задачи по неорганической химии позволяют отработать полученные теоретические знания на практике.

Наука в историческом аспекте

Название "неорганика" появилось в соответствии с представлением, что она охватывает часть химического знания, которая не связана с деятельностью биологических организмов.

Со временем было доказано, что большая часть органического мира может производить и «неживые» соединения, а углеводороды любого типа синтезируются в условиях лаборатории. Так, из аммония цианата, являющегося солью в химии элементов, немецкий ученый Велер смог синтезировать мочевину.

Во избежание путаницы с номенклатурой и классификацией типов исследований обеих наук программа школьного и университетского курсов следом за общей химией предполагает изучение неорганики в качестве фундаментальной дисциплины. В научном мире сохраняется аналогичная последовательность.

Классы неорганических веществ

Химия предусматривает такую подачу материала, при которой вводные главы неорганики рассматривают Периодический закон элементов. особого типа, которая основана на предположении, что атомные заряды ядер оказывают влияние на свойства веществ, причем данные параметры изменяются циклически. Изначально таблица строилась как отражение увеличения атомных масс элементов, но вскоре данная последовательность была отвергнута ввиду ее несостоятельности в том аспекте, в котором требуют рассмотрения данного вопроса неорганические вещества.

Химия, помимо таблицы Менделеева, предполагает наличие около сотни фигур, кластеров и диаграмм, отражающих периодичность свойств.

В настоящее время популярен сводный вариант рассмотрения такого понятия, как классы неорганической химии. В столбцах таблицы указываются элементы в зависимости от физико-химических свойств, в строках - аналогичные друг другу периоды.

Простые вещества в неорганике

Знак в таблице Менделеева и простое вещество в свободном состоянии - чаще всего разные вещи. В первом случае отражается только конкретный вид атомов, во втором - тип соединения частиц и их взаимовлияние в стабильных формах.

Химическая связь в простых веществах обуславливает их деление на семейства. Так, можно выделить две обширные разновидности групп атомов - металлы и неметаллы. Первое семейство насчитывает 96 элементов из 118 изученных.

Металлы

Металлический тип предполагает наличие одноименной связи между частицами. Взаимодействие основано на обобществлении электронов решетки, которая характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Именно поэтому металлы хорошо проводят тепло, заряды, обладают металлическим блеском, ковкостью и пластичностью.

Условно металлы находятся слева в таблице Менделеева при проведении прямой линии от бора к астату. Элементы, близкие по расположению к этой черте, чаще всего носят пограничный характер и проявляют двойственность свойств (например, германий).

Металлы в большинстве образуют основные соединения. Степени окисления таких веществ обычно не превышают двух. В группе металличность повышается, а в периоде уменьшается. Например, радиоактивный франций проявляет более основные свойства, чем натрий, а в семействе галогенов у йода даже появляется металлический блеск.

Иначе дело обстоит в периоде - завершают подуровни перед которыми находятся вещества с противоположными свойствами. В горизонтальном пространстве таблицы Менделеева проявляемая реакционная способность элементов меняется от основной через амфотерную к кислотной. Металлы - хорошие восстановители (принимают электроны при образовании связей).

Неметаллы

Данный вид атомов включают в основные классы неорганической химии. Неметаллы занимают правую часть таблицы Менделеева, проявляя типично кислотные свойства. Наиболее часто данные элементы встречаются в виде соединений друг с другом (например, бораты, сульфаты, вода). В свободном молекулярном состоянии известно существование серы, кислорода и азота. Существует также несколько двухатомных газов-неметаллов - помимо двух вышеупомянутых, к ним можно отнести водород, фтор, бром, хлор и йод.

Являются наиболее распространенными веществами на земле - особенно часто встречаются кремний, водород кислород и углерод. Иод, селен и мышьяк распространены очень мало (сюда же можно отнести радиоактивные и неустойчивые конфигурации, которые расположены в последних периодах таблицы).

В соединениях неметаллы ведут себя преимущественно как кислоты. Являются мощными окислителями за счет возможности присоединения дополнительного числа электронов для завершения уровня.

в неорганике

Помимо веществ, которые представлены одной группой атомов, различают соединения, включающие несколько различных конфигураций. Такие вещества могут быть бинарными (состоящими из двух разных частиц), трех-, четырехэлементными и так далее.

Двухэлементные вещества

Особенное значение бинарности связи в молекулах придает химия. Классы неорганических соединений также рассматриваются с точки зрения образованной между атомами связи. Она может быть ионной, металлической, ковалентной (полярной или неполярной) или смешанной. Обычно такие вещества четко проявляют основные (при наличии металла), амфортерные (двойственные - особенно характерно для алюминия) или кислотные (если есть элемент со степенью окисления от +4 и выше) качества.

Трехэлементные ассоциаты

Темы неорганической химии предусматривают рассмотрение и данного вида объединения атомов. Соединения, состоящие из более чем двух групп атомов (чаще всего неорганики имеют дело с трехэлементными видами), обычно образуются при участии компонентов, значительно отличающихся друг от друга по физико-химическим параметрам.

Возможные виды связи - ковалентный, ионный и смешанный. Обычно трехэлементные вещества по поведению похожи на бинарные за счет того, что одна из сил межатомного взаимодействия значительно прочнее другой: слабая формируется во вторую очередь и имеет возможность диссоциировать в растворе быстрее.

Классы неорганической химии

Подавляющее большинство изучаемых в курсе неорганики веществ можно рассмотреть по простой классификации в зависимости от их состава и свойств. Так, различают оксиды и соли. Рассмотрение их взаимосвязи лучше начать со знакомства с понятием окисленных форм, в которых могут оказаться почти любые неорганические вещества. Химия таких ассоциатов рассматривается в главах об оксидах.

Оксиды

Окись представляет собой соединение любого химического элемента с кислородом в степени окисленности, равной -2 (в пероксидах -1 соответственно). Образование связи происходит за счет отдачи и присоединения электронов с восстановлением О 2 (когда наиболее электроотрицательным элементом является кислород).

Могут проявлять и кислотные, и амфотерные, и основные свойства в зависимости от второй группы атомов. Если в оксиде он не превышает степени окисления +2, если неметалл - от +4 и выше. В образцах с двойственной природой параметров достигается значение +3.

Кислоты в неорганике

Кислотные соединения имеют реакцию среды меньше 7 за счет содержания катионов водорода, которые могут перейти в раствор и впоследствии замениться ионом металла. По классификации являются сложными веществами. Большинство кислот можно получить путем разбавления соответствующих оксидов водой, например, при образовании серной кислоты после гидратации SO 3 .

Основная неорганическая химия

Свойства данного вида соединений обусловлены наличием гидроксильного радикала ОН, который дает реакцию среды выше 7. Растворимые основания называются щелочами, они являются наиболее сильными в этом классе веществ за счет полной диссоциации (распада на ионы в жидкости). Группа ОН при образовании солей может заменяться кислотными остатками.

Неорганическая химия - это двойственная наука, которая может описать вещества с разных точек зрения. В протолитической теории основания рассматриваются в качестве акцепторов катиона водорода. Такой подход расширяет понятие об этом классе веществ, называя щелочью любое вещество, способное принять протон.

Соли

Данный вид соединений находится межу основаниями и кислотами, так как является продуктом их взаимодействия. Так, в качестве катиона выступает обычно ион металла (иногда аммония, фосфония или гидроксония), а в качестве анионного вещества - кислотный остаток. При образовании соли водород замещается другим веществом.

В зависимости от соотношения количества реагентов и их силы по отношению друг к другу рационально рассматривать несколько видов продуктов взаимодействия:

• основные соли получаются, если гидроксильные группы замещены не полностью (такие вещества имеют щелочную реакцию среды);
• кислые соли образуются в противоположном случае - при недостатке реагирующего основания водород частично остается в соединении;
• самыми известными и простыми для понимания являются средние (или нормальные) образцы - они являются продуктом полной нейтрализации реагентов с образованием воды и вещества только с катионом металла или его аналогом и кислотным остатком.

Неорганическая химия - это наука, предполагающая деление каждого из классов на фрагменты, которые рассматриваются в разное время: одни - раньше, другие - позже. При более углубленном изучении различают еще 4 вида солей:

• Двойные содержат единственный анион при наличии двух катионов. Обычно такие вещества получаются в результате сливания двух солей с одинаковым кислотным остатком, но разными металлами.
• Смешанный тип противоположен предыдущему: его основой является один катион с двумя разными анионами.
• Кристаллогидраты - соли, в формуле которых есть вода в кристаллизованном состоянии.
• Комплексы - вещества, в которых катион, анион или оба из них представлены в виде кластеров с образующим элементом. Такие соли можно получить преимущественно у элементов подгруппы В.

В качестве других веществ, включенных в практикум по неорганической химии, которые можно классифицировать как соли или как отдельные главы знания, можно назвать гидриды, нитриды, карбиды и интерметаллиды (соединения нескольких металлов, сплавом не являющиеся).

Итоги

Неорганическая химия - это наука, которая представляет интерес для каждого специалиста данной сферы вне зависимости от его интересов. Она включает в себя первые главы, изучаемые в школе по данному предмету. Курс неорганической химии предусматривает систематизацию больших объемов информации в соответствии с понятной и простой классификацией.

Многие считают, что МГУ недоступен для "обычных" абитуриентов - надо, мол, готовиться у специальных репетиторов или хотя бы учиться в специальной школе при МГУ, например в Специализированном учебно-научном центре (СУНЦ) МГУ - интернате имени А. Н. Колмогорова.

Но преподавателям общей и неорганической химии, ведущим занятия на нескольких факультетах МГУ, известно, что хорошо подготовленные студенты приходят в Московский университет и из "неуниверситетских" школ. Например, каждый год студентами "трудных" факультетов (химического, биологического) становятся школьники, которых учил химии Соросовский учитель С. Т. Жуков (московская школа № 548, Центр образования "Царицыно"").

Эти учебные пособия можно назвать уникальными. Строгая система определений сочетается в них с научной строгостью изложения. Пособия очень хороши для учащихся 11-х классов, повторяющих химию накануне выпускных и вступительных экзаменов (к тестовому Единому государственному экзамену это не относится, для него учебники слишком "умные"). Книги могут быть полезными также для студентов младших курсов, обучающихся нехимическим специальностям.

В пособиях уделено много внимания факультативным темам школьного курса химии (например, "равновесия в растворах", "комплексные соединения"), которые обычно отсутствуют в традиционных школьных учебниках. Однако задачи на данные темы регулярно используются во вступительных экзаменах по химии в МГУ (факультеты: химический, биологический, биоинженерии и биоинформатики, фундаментальной медицины, почвоведения, факультет наук о материалах).

Кроме того, пособия хорошо готовят к университетскому курсу общей и неорганической химии, который изучают первокурсники перечисленных факультетов, а также студенты-геологи и географы.

Среди особенностей учебных пособий С. Т. Жукова следует отметить строгое различение реального и формального заряда ионов при записи формул, которое для абитуриентов является, пожалуй, даже чрезмерным. Тем не менее, при электронной публикации данное различие сохраняется. Обычно школьники (и многие студенты) не подозревают, что, например, в кристалле хлорида натрия реальный заряд ионов натрия и хлора равен не 1е, а только 0,78е. Поэтому автор пособия предлагает обозначать эффективные заряды ионов знаками в кружочках: Na , Al3 .

Публикация пособий С.Т.Жукова начинается с разделов, традиционно являющихся одними из самых трудных для абитуриентов и студентов. Это темы "Равновесие" и "Равновесие в растворах". Пособия дополнены примерами задач вступительных экзаменов на соответствующие темы.

В.В.Загорский,
ст.н. сотр. кафедры общей химии Химического факультета МГУ,
доцент СУНЦ МГУ, Соросовский учитель

Кафедра химии возникла вскоре после преобразования интерната №18 в Специализированный учебно-научный центр МГУ (Постановление Совета Министров СССР №1241 от 01.10.88г. и приказ Госкомобразования от 16.11.88г.).

До этого химию в интернате преподавали:

Веденеева Марина Сергеевна - с 1964 по 1980 г.
- с 1980 по 1991 г.
Табаченко Наталья Владимировна - с 1986 по 1989 г.

С 13 ноября 1989 г. к занятиям в СУНЦ приступил первый специализированный химический класс. Тогда в него было зачислено 18 школьников. Не все дошли до "финиша" - в 1991 г. в первом химическом выпуске насчитывалось только 8 человек.

Состав преподавателей кафедры химии с 1989г. существенно не менялся. На кафедре химии работали и работают:

За период с 1991 по 2010 год состоялось 20 выпусков химического класса СУНЦ - всего 361 человек. Из них 298 выпускников (83%) поступили в МГУ. Большинство - 214 выпускников – поступили на химический факультет и факультет наук о материалах. Выпускники химического класса учились и учатся также на физическом (16), механико-математическом (15), биологическом (7), геологическом (6) факультетах, факультете вычислительной математики и кибернетики (9), факультете фундаментальной медицины (6), почвоведения (9). Поступают ребята и в другие ВУЗы - ВХК РАН, РХТУ, МИФИ, Медицинскую академию и т.д.

Занятия в химическом классе СУНЦ МГУ проводятся в учебном корпусе СУНЦ (лекции и семинары) и на Химическом факультете МГУ (практикумы по аналитической, органической и неорганической химии).

Занятия в химическом и физико-математических классах проводятся по оригинальным программам и учебникам, авторами которых являются преподаватели кафедры. Кроме базового курса преподаватели кафедры химии ведут факультативы:

• Термодинамика и кинематика быстрых и экзотермических реакций (Загорский В. В.)
• Химия на английском (Менделеева Е. А.)
• Человек и вещество (Менделеева Е. А.)
• Методы решения задач по химии (Галин А. М.)
• Геномика (Колясников О. В.)
• Химия белка (Колясников О. В.)
• Нанотехнологии – навстречу наномиру (Смирнов Е. А.)
• Фехтование (Колясников О. В.)
• Органический ликбез (Морозова Н. И.)
• Подготовка к ЕГЭ (Галин А.М., Кубарев А. В.)
• Вечерний клуб (Загорский В. В.)

Преподаватели кафедры химии многократно получали гранты "Соросовский учитель", они участвуют в организации и проведении химических олимпиад школьников, летних школ для старшеклассников и семинаров для школьных учителей.

Преподаватели кафедры химии издали следующие учебные пособия :

• 
  Органическая химия. Часть I. Теория строения органических веществ.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 1997. - 48 с.
• Менделеева Е. А., Морозова Н. И.
  Органическая химия. Часть II. Углеводороды.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Изд-во Моск. ун-та, 1999. - 64 с.
  ISBN 5-211-02588-1
• Коренев Ю. М., Овчаренко В. П.
  Общая и неорганическая химия. Часть I.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 1998. - 63 с.
• Ю.М.Коренев, Н.И.Морозова, А.И.Жиров
  Практикум по неорганической химии.
  М.: Школа им. А.Н Колмогорова, Изд. МГУ, 1999. - 64 с.
• Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Менделеева Е.А., Морозова Н.И.
  Химия. Часть I.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 2000. - 72 с.
• Коренев Ю. М., Овчаренко В. П., Егоров Е. Н.
  Общая и неорганическая химия. Часть II. Основные классы неорганических соединений.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. – 36 с.
  
• Пиркулиев Н. Ш.
  Олимпиадные задачи по химии. Типы задач и методы их решения.
  М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, «Самообразование», 2000. – 160 с.
  
• Загорский В. В.
  Огни потешные. Фейерверк: история, теория, практика.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, «Самообразование», 2000. – 64 с.
• Менделеева Е.А., Морозова Н.И.
  Органическая химия. Часть III. Кислородсодержащие и азотсодержащие органические соединения.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2001. – 56 с.
  
• Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.
  Общая и неорганическая химия. Часть III. Основы химической термодинамики и кинетики.
  М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2002. – 48 с.
  
• Морозова Н.И., Загорский В.В.
  Полезные советы.
  М: МАКС Пресс, 2003. – 31 с.
• Коренев Ю.М.
Общая и неорганическая химия. Часть IV. Физико-химические свойства растворов.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2004. – 49 с.
• Морозова Н.И., Загорский В.В.
  Как победить на экзамене.
  М., 2006. – 34 с.
• Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Морозова Н.И.
Общая и неорганическая химия. Часть I. Основные понятия, строение атома, химическая связь.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, МАКС Пресс, 2008. – 81 с.
• Морозова Н.И.
  Идентификация веществ.
  М.: МАКС Пресс, 2008. – 35 с.

Методический опыт работы преподавателей кафедры химии описан в следующих публикациях :

• Вариант изложения в физико-математической школе темы "Строение атома и Периодический закон".
  Загорский В.В.
  Российский химический журнал (ЖРХО им. Д.И.Менделеева), 1994, т. 38, №4, с.37 - 42
• Нестандартные задачи по химии
  В.В.Загорский, А.М.Галин, Е.А.Менделеева, Н.И.Морозова
  Российский химический журнал (ЖРХО им.Д.И.Менделеева), 1994, т.38, №4, с.89 - 90
• Преподавание химии в классах физико-математического и экономического профиля СУНЦ МГУ
  Галин.А.М., Загорский В.В., Менделеева Е.А.
  Международный семинар по преподаванию химии в школе "Пущинская осень - 96" (сб. материалов), Москва, 1996. - 29 с.
• Загорский В.В.
  От "педагога" к Учителю. Как стать "звездой".
  М.: Издат. отдел УНЦ ДО МГУ, 1998 - 96с.
• Химия в выпускных классах средней школы: обратная связь посредством анонимного тестирования.
  А.М.Галин, В.В.Загорский, Е.А.Менделеева
  Материалы XLV Герценовских чтений (Всероссийской научно-практической конференции) (13 - 16 мая 1998), С.-Петербург,
  с.48 - 49.
• Правда о выпускных (Как знают химию выпускники школ)
  В.Загорский, Е.Менделеева, А.Галин, Н.Морозова
  Учительская газета, №7, 23 февраля 1999г., с.8
• Подготовка к научной деятельности одаренных старшеклассников: необходимость альтернативы научному мировоззрению
  В.В.Загорский
  В сб. тезисов докладов Международного конгресса "Наука и образование на пороге III-го тысячелетия", Минск, 3 - 6.10.2000, книга 1, стр.56-57
• Задача образования XXI века - формирование экологического мировоззрения
  Е.А.Менделеева
  В сб. тезисов докладов Международного конгресса "Наука и образование на пороге III-го тысячелетия", Минск, 3 - 6.10.2000, книга 2, стр.91-92

В.В. Загорский

«ОБЩАЯ и НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Часть II ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Школа имени А.Н.Колмогорова И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а УДК...»

Ю.М.К орен ев, В.П.Овчарен к о, Е.Н.Егоров

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ

НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Школа имени А.Н.Колмогорова

И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а

Рецензент

доцент Л.А.Куликов

(химический факультет МГУ)

Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.

К 66 Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть II. Основные классы неорганических соединений. - М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. - 36 с.

ISBN 5-211-03933-5 Настоящее учебное пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химикобиологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.

Пособие знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.

УДК 546 ББК 24.1 © Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров, 1999 г.

ISBN 5-211-03933-5 © И.Н.Коровин, А.Т.Клименко - оформление, 2001 г.

Глава 1 Оксиды ОКСИДЫ - соединения, образованные атомами двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (– 2).

К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe2O3, P4O10, кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), например, Na2O2 - пероксид натрия: Na O O Na O] – KO2 - надпероксид калия: K+ – KO3 - озонид калия: K+, которая не существует в природе:

Fe(OH) 2 + 2 [ H Fe O2 ] = Fe O 2 + H2O.

(Fe) Fe3O 4 От гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH)2, как основания, могут быть получены два двойных оксида - Pb2O3 и Pb3O4 (сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй - ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).

§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств Cреди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.

Солеобразующими оксидами называются оксиды, которые образуют соли.

Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

–  –  –

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.

–  –  –

Кислоты и основания § 1. 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.

1.1. Электролитическая теория На основании теории электролитической диссоциации (1887), предложенной шведским физико-химиком Сванте Аррениусом (1859 – 1927 гг.), можно дать следующие определения кислотам и основаниям:

Кислоты - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только катионы водорода (гидроксония - H3O+) и анионы кислотного остатка.

Например, HNO3 H+ + NO 3.

Основания - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают только анионы гидроксила (OH–) и катионы.

Например, KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2O = K a.

Величину Ka называют константой ионизации кислоты (индекс «а» - от английского acid - кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода.

Качественно силу кислот можно оценить по правилу Полинга: если представить формулу оксокислоты в общем виде - HnЭOm, то по разности (m – n) можно оценить силу кислоты: у какой кислоты она больше та кислота и сильнее:

m – n = 0 - кислота очень слабая, HClO m – n = 1 - кислота слабая, HClO2 m – n = 2 - кислота сильная, HClO3 m – n = 3 - кислота очень сильная, HClO4.

Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:

–13 K3 = 5, 10).

Замена одного атома кислорода в оксокислоте на атом фтора ведет к резкому увеличению силы кислоты. Примером может служить фторсульфоновая кислота HSO3F. Такие кислоты получили название суперкислот. К этому же классу кислот относятся и кислоты с комплексным анионом, например HSbF6.

5. По устойчивости. Некоторые оксокислоты существуют только в водных разбавленных растворах и являются термически неустойчивыми.

Получить их в индивидуальном виде невозможно, например H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. В то же время есть устойчивые к нагреванию кислоты, например, серная H2SO4 (tкип. = 296,5С).

6. По растворимости. По растворимости кислоты делятся на растворимые, такие как HNO3, H3PO4, и нерастворимые в воде - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. По соотношению воды и кислотного оксида. По этому признаку кислоты делятся на орто-, пиро-, мета-кислоты и кислоты переменного состава.

К орто-кислотам относятся кислоты, в которых отношение воды и кислотного оксида превышает 1. К таким кислотам относятся ортофосфорная H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].

–  –  –

Однако, используя серную кислоту для этих целей необходимо учитывать и другие свойства этой кислоты, ограничивающие ее применение.

Концентрированная серная кислота является достаточно сильным окислителем, поэтому ее нельзя использовать для получения таких кислот как HBr, HI, H2S, кислотообразующие элементы которых она может перевести в другие степени окисления, например:

8 HI + H 2SO4 = 4I2 + H2S + 4 H2O.

–  –  –

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

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.

2. 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 (см. 1.1 и 1.2 в п. 2.4).

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.

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.

–  –  –

3.1. 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, наприОснования мер, (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) 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.

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.

–  –  –

Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.

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.

§ 3. Основания 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.

–  –  –

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, NH, UO 2, 2+ и анионы кислотного остатка.

–  –  –

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.

Соли 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.

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, K, Na OH, (OH)2.

–  –  –

ГЛАВА 1. ОКСИДЫ

§ 1. Физические свойства оксидов

§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств.. 4

2.1. Классификация оксидов по химическим свойствам

2.2. Закономерности изменения свойств оксидов

§ 3. Способы получения оксидов

§ 4. Химические свойства оксидов

4.1. Основные оксиды

4.2. Кислотные оксиды

4.3. Амфотерные оксиды

4.4. Общие химические свойства оксидов

ГЛАВА 2. КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ

§ 1. Теории кислот и оснований

1.1. Электролитическая теория

1.2. Протолитическая теория

1.3. Электронная теория

§ 2. Кислоты

2.1. Классификация кислот.

2.2. Способы получения кислот

2.3. Общие методы получения любых кислот

2.4. Химические свойства кислот

§ 3. Основания

3.1. Классификация оснований

3.2. Способы получения оснований

3.3. Химические свойства оснований

ГЛАВА 3. СОЛИ

§ 1. Классификация солей

§ 2. Способы получения солей

§ 3. Химические свойства солей

КОРЕНЕВ Юрий Михайлович, проф. ФНМ МГУ ОВЧАРЕНКО Валерий Павлович, ст. преподаватель химического факультета МГУ ЕГОРОВ Евгений Николаевич, ст. н. с. химического факультета МГУ

–  –  –

Подписано в печать 04.12.2000. Формат 60 84 1/16. Бумага офс. № 1.

Офсетная печать. Гарнитура Таймс. Усл. печ. л. 2,25. Уч.-изд. л. 2,25. Тираж 150 экз.