О СНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ И ИХ НОМЕНКЛАТУРА

 

Как правило, особенности свойств важнейших классов неорганических соединений – оксидов, оснований, кислот, солей – выражают с помощью химических реакций.

Существует несколько типов классификаций химических реакций. Наиболее распространенная классификация приведена в приложении  в виде таблицы.

 

Пример 1. Строение, свойства и номенклатура амфотерных соединений.

Составить уравнения следующих реакций:

 

1. Zn+NaOH+H2O ® …	8. Na2ZnO2+H2O ® …
2. ZnO+NaOH ® …	9. Na2[Zn(OH)4] ¾ ¾ ¾ ® …                                         разбавление
3. ZnO+NaOH+H2O ® …	10.Na2ZnO2+HCl( конц .) ® …
4. Zn(OH)2+NaOH ® …	11.Na2ZnO2+HCl( разб .) ® …
5. Zn(OH)2+NaOH( конц .) ® …	12. Na2[Zn(OH)4]+HCl( конц .) ® …
6. ZnCl2+NaOH( разб .) ® …	13. Na2[Zn(OH)4]+HCl( разб .) ® …
7. ZnCl2+NaOH( конц .) ® …

 

 

Решение

Оксид и гидроксид цинка – проявляют амфотерные свойства, поэтому реагируют как с кислотами, так и со щелочами (как и сам металл – цинк Zn ).

Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка в водном растворе можно выразить уравнением:

Как видно из уравнения диссоциации Zn ( OH )₂, в кислой среде в водном растворе преобладают ионы Zn ²⁺:

а в щелочной среде (в щелочном расплаве) – образуются цинкат-ионы ZnO ₂ ²⁻ :

Однако, в сильнощелочном растворе, экспериментально доказано, образуются гидроксокомплексы:

Аналогичные комплексы образуют: хром Cr ³⁺ – [Cr(OH)₆]³⁻ , алюминий Al ³⁺ –  [ Al ( OH )₄] ⁻ , свинец Pb ²⁺ – [ Pb ( OH )₄]²⁻ , железо Fe ³⁺ – [ Fe ( OH )₆]³⁻  и др.

Причем, гидроксокомплексы при нагревании и разбавлении водой распада-ются с образованием соответствующих гидроксидов:

Na₂[Zn(OH)₄] = Zn(OH)₂ ¯ +2NaOH.

Учитывая все вышеизложенное, можно дописать приведенные уравнения реакций следующим образом:

1. Zn+2NaOH+2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]+H₂ ­

                                        _t

2. ZnO+2NaOH = Na₂ZnO₂+2H₂O

3. ZnO+2NaOH+H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

                                                 _t

4. Zn(OH)₂+2NaOH = Na₂ZnO₂+2H₂O

5. Zn(OH)₂+2NaOH_{( конц .) =} Na₂[Zn(OH)₄]

6. ZnCl₂+NaOH_{( разб .)} = Zn(OH)₂ ¯ +2NaCl

7. ZnCl₂+4NaOH_{( конц .)} = Na₂[Zn(OH)₄]+2NaCl

                                             _t

8. Na₂ZnO₂+2H₂O = Zn(OH)₂ ¯ +2NaOH

                                                  _t

9. Na₂[Zn(OH)₄] ¾ ¾ ¾ ® Zn(OH)₂ ¯ +2NaOH

                                        ^{разбавление}

10. Na₂ZnO₂+4HCl_{( конц .)} = 2NaCL+ZnCl₂+2H₂O

11. Na₂ZnO₂+2HCl_{( разб .)} = 2NaCl+ Zn(OH)₂ ¯

12. Na₂[Zn(OH)₄]+4HCl_{( конц .)} = 2NaCl+ ZnCl₂+4 H₂O

13. Na₂[Zn(OH)₄]+2HCl_{( разб .)} = 2 NaCl + Zn ( OH )₂ ¯ +2 H ₂ O.

 

Соли

 

Названия важнейших кислот и их солей приведены в табл.1 приложения 1.

 

Таблица 2.1

Классификация солей

Типы солей	Формулы, названия	Структурные формулы
Кислые     Средние   Основные     Двойные   Смешанные	гидросульфат натрия сульфат натрия   гидроксохлорид магния   кристаллогидрат сульфата калия-алюминия (квасцы)   хлорид-гипохлорит кальция

 

Таблица 2.2

Способы получения солей

Способ получения

Уравнение реакции

1. Взаимодействие металлов с неметал-лами:   2. Взаимодействие металлов с кислота-ми (см. табл.2.7):   3. Взаимодействие металлов с солями (вытеснение из растворов солей менее активного металла – более активным):   4. Взаимодействие основных оксидов с кислотами:   5. Взаимодействие оснований с кислот-ными оксидами:   6. Взаимодействие основных оксидов с кислотными:   7. Взаимодействие кислот с основания-ми (реакция нейтрализации):   8. Взаимодействие солей с кислотами (в п.п.8, 9, 10 – один из продуктов реакции должен удаляться! ):   9. Взаимодействие солей с основаниями: 10. Взаимодействие солей друг с другом:

 

Таблица 2.3

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: