Document 2398024

НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Министерство образования и науки Российской Федерации
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
Санкт-Петербургский государственный технологический
университет растительных полимеров
И.С.Михайлова, Д.Л.Хотемлянская Н.В.Павлова
Классы неорганических соединений
Учебное пособие
Санкт-Петербург
2009
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение высшего
профессионального образования
САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
. РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
И.С.МихаЙЛова, Д.Л.Хотемлянская
Н.В.Павлова
Классы неорганических соединений
Учебное пособие
Санкт-Петербург
2009
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
УДК
ББК
М
546 (075)
24.12
690
Михайлова И.С., Хотемлянская Д.Л., Павлова Н.В. Классы неорга­
нических соединений: учебное пособие
СПб.,
/
ГОУВПО СПБГТУРП.­
2009 :. 48 с.
Учебное пособие предназначено для студентов
1 курса
нехими­
ческих специальностей. Пособие составлено в соответствии с разра­
ботанными программами по общей химии, а именно, раздела общей
химии «Классы неорганических соединений». Содержит варианты
типовых задания по данной теме общей химии. Пособие позволит
каждому учащемуся расширить свои знания в решении заданий.
Рецензенты: канд. хим. наук, доцент кафедры аналитической
химии СПб ПУРП г.Ф.пругло; канд. хим. наук, нач. лаб. ФГУП
РНЦ «Прикладная химия» Н.Г. Зубрицкая.
Рекомендовано к изданию Редакционно-издательским советом
университета в качестве учебного пособия.
Редактор и корректор Т.А.Смирнова
Техн.редакторЛ.Я.Титова
Темплан
Подп. к печати
14.09.09.
2009
г., поз.
94
Формат БОх841l6.Бумага ТИП.N!! 3.
Печать офсетная. Объем 3,25 печ.л., 3,25 уч-изд.л. Тираж 200 экз.
Изд.N!! 94. Цена "с." Заказ .Q 16~
===================================================
Ризеграф ГОУВПО Санкт-Петербургского государственного техно­
логического университета растительных полимеров, 198095, СПб.,
ул.Ивана Черных,
4
с ГОУВПО Санкт-Петербургский
государственный технологический
© университет растительных
полимеров, 2009
Михайлова и.с., Хотемлянская ДЛ.,
Павлова Н.В.,
2009
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Введение
Классы неорганических соединений являются основополагаю­
щим материалом в курсе изучения общей и неорганической химии.
Классификация веществ -облегчает изучение и систематизирует все
многообразие неорганических соединений в природе. Зная особен­
ностистроения классов химических соединений.можно охарактери­
зовать свойства отдельных их представителей. ,
Как правило, темаеклассы неорганических соединенийь- часть
курса общей и неорганической химии недостаточно отрабатывается
учащимися в курсе школьной программы. Это приводит к тому, что
студенты
1 курса
как химических, так и нехимических специально­
стей не готовы воспринимать более сложный материл, предлагаемый
для изучения в вузе.
Настоящее учебное пособие ставит своей целью помочь студен­
там восполнить недостающие знания и в полной мере овладеть пред­
ставленным материалом.
Учебное пособие отражает все нюансы, связанные со строением,
получением, номенклатурой и химическими свойствами
неоргани­
ческих соединений: оксидов, оснований, кислот и солей. Авторами
представлены также тривиальные названия некоторых соединений,
качественные реакции на ионы, названия наиболее распространен­
ных минералов с формулой основного вещества.
Пособие предназначено для студентов
стей очной и заочной форм обучения.
3
1 курса
всех специально­
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
1. Классы
неорганических соединений
Все неорганические соединения по общности их состава и
свойств объединяются в следующие основные классы: оксиды, гид­
роксиды (кислоты И основания), соли (средние, кислые и основные).
Формулы соединений составляются исходя из характеристики
элементов, входящих в их состав, а именно
-
степени окисления. Эта
характеристика однозначно связана с положением элемента в Пе­
риодической системе д.и.Менделеева.
----
Неерганвчеекве вещества
простые
/
"".
~
сложные
»->: I
\ ______
Металлы
Не.метШИ61
Оксиды
Основания
Кислот"
Соли
К,
Н2 , В, С, N2,
К 2О, СаО,
КОН,
нно,
KCl, NЗ2S,
NaCl,
Na, Al,
Са, Ре, Си,
Hg, Cr
др.
и
02, F2, Si, Р,
S, сь, Se,
Br2,12
CuO,
NaOH,
Fе20з,
Са(ОН)2,
HCl, H2S,
H2S04 ,
СО 2 , Р2 0 5 ,
ояонь,
НзРО4,
Zn(ОН)2'
Fе(ОН)2'
СНзСООН
и др.
СО, 80з и
др.
].1. Степени
сезо.
СаНРО 4 ,
СЗз (РО4)2,
CaOHCl,
Сг(ОН)з и
К з [Аl (0Н)61
др.
н др.
окисления элементов в зависимости от положения
элементов в Периодической системе
Степень окисления
-
это условная характеристика элемента, по­
зволяющая легко составлять формулы типичных его соединений. Эта
величина возникла из предположения о том, что молекулы всех не­
органических соединений состоят из положительно и отрицательно
заряженных частиц. Алгебраическая сумма зарядов всех частиц рав­
на нулю, т.е, молекула в целом является электрически нейтральной
частицей. Степень окисления водорода приняга равной
+1.
Так как
водород образует с кислородом соединение, состоящее из двух ато­
мов этого элемента 'и одного атома кислорода, то степень окисления
кислорода равна
-2.
Степени окисления любых других элементов
также достаточно легко вычислить, поскольку они образуют соеди­
нения с водородом ИЛИ кислородом. Например, если некий элемент
образует с кислородом соединение, содержащее два атома кислорода
на каждый атом этого элемента, то его степень окисления равна
4
+4,
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
если на каждый атом элемента приходится три атома кислорода, то
степень окисления этого элемента равна
Для
элементов
существует
окисления
главных
однозначная
и
связь
положением
+6 и т.д.
подгрупп
Периодической
между
элемента
возможными
в
таблице
системы
степенями
Периодического
закен,Ц:ля элементов 1 - УII групп . высшая степень окисления
элементов, равная номеру группы.
•
Для элементов
IV•. -
положительная
степень
УII групп существует промежуточная
окисления,
на
единицы
2
меньше
высшей степени окисления,
•
Для элементов
IV -
УН групп
существует отрицательная
степень окисления, равная разности между номером группы и
числом
8.
Исключениями из этих правил являются кислород и фтор. Как
было сказано выше, степень окисления кислорода принята равной
фтор,
в
отличие
от
других
элементов
УН
группы
не
-2;
имеет
положительных степеней окисления. Кроме того, другие элементы
УН группы
- хлор,
окисления + 1 и +3.
бром и иод
-
имеют дополнительно степени
Типичные степени окисления элементов главных и побочных
подгрупп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева.
Таблица
I
Главные подгруппы
ь=
+1
II
+2
+3
(Э2О)
(ЭО)
(Э 2Оз)
1
I
IП
V
УI
УН
+5(Э 2О5 )
+6 (ЭОЗ)
+4(302)
+7(Э2 0 7)
-2(НzЭ)
+3(Э2 0з)
IV
+4
(ЭО2 )
+2(ЭО)
-4(Э~)
+3 (Э2Оз)
-3(ЭН з)
vш
+5(Э2 05 )
Ir
+1(320)
-НН3)
1
Побочные подгруппы
\
I Си: I
-
i~1
+2
I Ag:
Ре,
+2
(для всех
~
элементов)
Ац:
+3
(для всех
злемеН1'О
В)
+5,+3
Сг:
Мn:
Со,
(для всех
(для всех
элементов)
+2,
+3,+6
+2,+4,
+6,+7
Ni:
элементов)
+4,+2
1+1,
+3
Обратите внимание на то, что металлы не имеют
отрицательной степени окисления.
5
+2,
+3
1
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
2. Составление эмпирических
и графических формул
неорганических соединений
Формулой
запись,
химического
. отражающая
его
соединения
состав,
называется
содержащая
условная
указания
на
его
свойства и строение.
Химические элементы в этой записи обозначаются символами,
соответствующими
названиям элементов. Число
атомов
одного
элемента в формуле указывается в виде подстрочного цифрового
индекса. Такие формулы называются эмпирическими.
Формулы, в которых указана последовательность соединения
элементов в молекуле, называются графическими.
Определение и классификация ОКСИДОВ
2.1
Оксиды
-
это сложные вещества, состоящие из двух элементов
один из которых кислород в степени окисления всегда равной
другой элемент (Э)
-2,
а
металл или неметалл.
-
Эz+nОп-Z - общая формула оксидов, где n - степень окисления
. э.лемента, -2 -
степень окисления кислорода,
3-
обозначается любой
элемент.
Названия оксидов,
названия
оксидов
Согласно международной
образуются
из
латинского
номенклатуре,
корня
названия
элемента с большей электроотрицательностъю с окончанием
русского
названия
элемента
электроотрицательностъю
в
с
меньшей
родительном
падеже.
-
ид и
относительной
Если
элемент
образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень
окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия.
СО
-
оксид углерода (П),
азота (У), Ее-О,
-
NO - оксид азота (П), NZ0 5 - оксид
- оксид железа (Ш), СrОз - оксид хрома (VI), Мn 2 0 7
оксид марганца (УЩ.
Эмпирические формулы (формулы, отражающие только состав
соединения) оксидов составляются, исходя из возможных степеней
окисления
элементов
и
условия
электронейтральности
молекул.
Например, для элементов
и
+3,
V группы, имеющих степени окисления +5
3205 и Э 2Оз. Для элементов ПI группы,
степень окисления +3, формула оксидов -
оксиды имеют формулы
имеющих только одну
320з. Элементы
VI
группы имеют оксиды общей формулы ЗОз и
302.
6
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
/
Несоле­
I
образующие
(безразличные)
Оксиды
неметаллов
в степенях
окисления
Основные
Оксиды
металлов в
металлов
низших
окисления
степенях
(ВеО,
окисления
(+1, +2)
Кислотные
Амфотерные
Некоторые оксиды
в степенях
+2, +3
ZnO,
и
+4
РЬО, 8пО,
FeO,
MgO
\
пенях окисления
+4
Мn2 0 7
амфотерные гидроксиды
j
основания
кислоты
ZП(ОН)2
А1(ОН)з
Си20-СиОН
H 2Zn02
Н зАlO з- НА102
ii
t
Соответствуют
К2О-КОН,
MgO-Мg(ОН)2,
и выше
80 з, В 2Оз, С0 2,
P 20s, с-о;
Соответствуют
Соответствют
и выше, а
металлов в сте-
j
Си20,
N 20, но)
также оксиды
SЬ 2Оз, Тi0 2)
К 2О, ььо,
таллов в степе-
+3
мьо, РЬ0 2, 8ПО2,
11
~
Н 2О
7
и+2
(СО,8Ю,
нях окисления
АI 2Оз, Сr20з, Fе20з,
+1
Оксиды неме-
80з - Н2804 ,
P20s - НзР04 ,
МП20Г~НМn04
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Солеобразующие оксиды (кислотные, основные, амфотерные)
образуют соли при взаимодействии с кислотами или щелочами.
Несолеобразующие оксиды не образуют солей, безразличны к
кислотам
и щелочам.
Увеличение степени окисления неметалла приводит к
изменению свойств его оксида от несолеобразующего к кислотному,
так например:
N 20
N 2О з
NO
Несолеобразующие оксиды
N02
N 20S
Кислотные оксиды
Увеличение степени окисления металла приводит к изменению
свойств его оксида от основного к амфотерному и дальше
кислотному
МNO
-
к
.
мь,о,
мьо,
Основные оксиды
Мn2 0 7
мьо,
Амфотерный оксид
Кислотные оксиды
Амфотерные свойства проявляют, как правило, соединения,
содержащие элементы в промежуточной степени окисления
Получение оксидов:
'Оксиды образуют почти все химическиеэлементы. Не
получены до настоящего времени только оксиды трех элементов
гелия, неона и аргона.
1.
Окисление кислородом (горение) простых веществ
(реакции соединения):
Металл
+ кислород ......
оксид,
2Mg+02
4Fe+302
Неметалл + кислород -+ оксид
2. Горение
8+02 -- 802;
4Р+502 - - 2P20S•
+ 202 -- СО2 + 2Н2О;
+ 302 -- 2802 + 2Н2О;
3. Разложение сложных
Солей
Оснований
Кислот
2MgO;
2Fе20з;
сложных веществ:
C~
2Н 28
l Оксидов
--
веществ (реакция разложения):
СаСО з
-- СаО + С0 2
2Fе(ОН)з -- Ре-О, + 3Н2О
2НN03 -N20 5 + Н2О
4СrO з -- 2Сr20з + 30L
8
-
t
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Химические свойства оксидов:
1. Основные
и кислотные оксиды растворяются в воде в том случае,
если в результате реакции образуются растворимые в воде основания
и кислоты:
Na20 + Н 2 О = 2NaOH
+ Н 2О = Са(ОН)2
FeO+ H20:f.
СаО
С водой взаимодействуют окси­
ды щелочных и щелочно­
земельных металлов
SОз + Н 2О = H 2S0 4
P20s + Н 2О (хол.) = 2НРО з
P20s
+3Н 2О (гор.) = 2НзРО4
2N0 2 + Н 2О = НN0 2 + НNО з
4N02 + 02 + Н 2О = 4НNО з
СrОз + Н 2 О = H 2Cr0 4
Si0 2 + Н2О *-
2. Основные и кислотные
слотные оксиды, которым соот­
ветствуют растворимые
кислоты
оксиды взаимодействуют между собой:
Na20 + СО 2 = Nа2СОЗ
СаО + S02 = СаSОз
сплавление N
зю
N а2 О + зю
1 2- - а2 1 з
FeO + РЬО 2 ~ние гегьо,
3.
С водой взаимодействуют ки­
Если кислотный оксид газообраз­
ный, реакция идет при комнатной
температуре
Если кислотный оксид, не раство­
рим в воде, реакция идет при на­
гревании (сплавление)
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с основными, так и с ки­
слотными оксидами:
ZnO + Na20
ZnO + СО 2 4.
сплавление
Na2Zn02;
ZпСОз ;
Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
MgO + 2IIСI = MgCl 2 + Н2О;
ZnO + H 2S04 = ZnS04 + Н 2О.
5. Кислотные
и амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами:
S02 + 2NaOH =
9
Nа2S0з
+ НД;
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
2.2.Гидроксиды
Сложные химические соединения, которые могут быть получены
при взаимодействии оксида элемента (металла, неметалла) с водой.
Составить формулу гидроксида (основания или кислоты) можно
из оксида металла и воды.
Например: СаО
СаО
+ Н2 О
~ Са(ОН)2
+
Н 2О
СаН2О2
В
графической
формуле
гидр оксидов
водород
связывают с
центральным атомом через кислород:
Н"-О-Са-О-Н
Эмпирическая формула гидроксида кальция имеет вид Са(ОН)2
Аналогичным образом можно составить эмпирические формулы
гидроксидов неметаллов (кислот).
S02
+
Н,20
н.эо,
Химическое поведение гидроксидов.определяется наличием в их
молекулах
гидроксогрупп.
центрального
степени
атома
окисления,
к
В
металлам
гидроксиды
зависимости
или
от
принадлежности
неметаллам,
могут
проявлять
а
также
свои
от· его
свойства
путем отщепления гидроксогрупп, в виде отрицательного иона (Ой)
- вариант «А» или в виде иона Н+ - вариант «В»:
Э О - Н ~ э' + ОН' - вариант «А»
Э - o~ н ~ ЗО· + н' - вариант «В».
t-
Притом, чем выше степень окисления центрального атома, тем
легче гидроксид способен отщеплять ион водорода (вариант «В»).
10
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Как правило, гидроксиды, содержащие элементы в высоких сте­
пенях окисления
(+4
и более) проявляют свойства только кислот, для
гидроксидов металлов более характерны свойства оснований.
Однако, гидроксиды некоторых металлов, находящихся в Перио­
дической таблице на границе между металлами и неметаллами.спо­
собны проявлять как свойства кислот, Так и свойства оснований. Та­
кие гидроксиды называют амфотерными.
2.2.1. Основания.
Основания
-
Определение и классификация
это сложные вещества, расплавы или растворы ко­
торых при диссоциации образуют катионы металлов (или аммония
+
NН4 ) И гидроксид-анионы ОН
ме'тонэ;'
- общая
•
.
формула оснований, где Ме - металл, n -
степень окисления металла.
С позиции теории электролитической диссоциации основания
-
соединения, образующие при растворение в воде из отрицательных
ионов только ионы гидроксида ОН.
С позиции протонной теории Й. Бренстеда и Т. Лоури, основания
-
акцепторы протонов (NН з
0++
+Н
С позиции электронной теории
электронной пары (ОН',
N~
.
)
Г. Льюиса, основания
-
доноры
HF и др.)
.:
Растворимые(щелочи)
Основания элементов IA
и ПА групп
LiOH, NaOH, КОН, Са(ОН)2,
RbOH, CsOH, SГ(ОН)2,
Ва(ОН)2 кроме Ве(ОН)2 и
Mg(OH)2
=:
Основания
i <,
Нерастворимые
1
Амфотерные
Основания,которые
соответствуют амфо­
терным оксидам
Си(ОН)20 Мg(ОН)ъ
гыонь, Fе(ОН)з,
мыонь
Ве(ОН)2, Zn(ОН)2,
РЬ(ОН)2,
Sn(OH)2,
Аl(ОН)з,
Сг(ОН)з
Названия оснований. Согласно международной номенклатуре, на­
звания оснований составляются из слова гидроксид и названия метал­
ла. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях ука­
зывается степень его окисления римской цифрой в скобках.
11
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Гидроксиды меди (П)
- Сu(ОН)2 И железа (IП) - Fе(ОН)з при по­
вышенной температуре проявляют слабые амфотерные свойства, а
при комнатной температуре
-
свойства нерастворимых оснований.
Число групп ОН-, входящих в состав основания, определяет его
кислотность. Например, КОН
-
-
однокислотное основание, Са(ОН)2
двухкислотное основание, Аl(ОН)з
-
трехкислотное основание.
Получение оснований
Взаимодействие
1.
щелочных
2Na + 2Н 2О = 2NaOH + H2i ;
Ва + 2Н 2О = Ва(ОН)2 + Н2 i
и
щелочноземельных металлов с водой
(реакции замещения):
Активный-вода -+ щелочь + водород
металл
(только металлы
Sr, Ба)
2.
Li, Na,
К, кь,
Cs,
Са,
К 2О
Взаимодействие основных ок-
СаО
сидов с водой
(только в случае образования щелочей
+ Н2О =
2КОН;
+ Н2О = Са(ОН)2'
(растворимых оснований)):
основной оксид
+ вода
-+
щелочь
(только оксиды Li20 , Na20, К2О, кь,о,
. Cs20 , СаО, SrO, ВаО)
солей металлов со щелочами (реакции
MgS04+2NaOH--tМg(ОН)21 +
Na2S04;
. Mg2++ 20Н- --t Mg(OH)21;
ионного обмена):
FеСl з+ЗКОН-Fе(ОН)зl +КСI
з.нерастворимые и амфотерные
основания получают взаимодействием
соль l+ще.лочь -соль
2 + Hepacmвopu.мoe
ге" + зон- - Fе(ОН)зl.
основание
Химические свойства оснований
Растворимые в воде основания (щелочи):
1) реагируют
с кислотными оксидами и кислотами:
2КОН
+ SОз - K2S04 + Н 2О;
Са(ОН)2 + 2НС1 - СаС1 2 + 2Н 2О
(реакция нейтрализо-
ции);
При избытке многоосповной кислоты образуется кислая соль
NaOH + H2S - NaHS + Н 2О
При избытке многокислотного основания
образуется основная соль
Mg(OH)2
(изб.)
+ HBr -+ MgOHBr+ 2Н 2О
12
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
2) реагируют с
солями (В том случае, если в процессе реакции
образуется осадок):
2NaOH + FeC12 ~ Fe(OH)2i + 2NaCI;
+ Na2S04 ~ BaS04i + 2NaOH;
NaOH + BaCI2
Ва(ОН)2
!-+;
(обменный механизм)
.
З) реагируют с амфотерными оксидами и основаниями:
сплавление
2NaOH + ВеОNa2Be02 + Н 2О;
ЗNаОН + Cr(OH)j4
Nаз[Сr(ОН)6];
4) диссоциируют В водных растворах и изменяют окраску ки. +
слотно-основных индикаторов: NaOH ~ Na +.он
(метилоранж - желтый, лакмус - синий, фенолфталеин - малиновый).
раствор
Нерастворимые основания:
1) реагируют с кислотными оксидами и кислотами
Fе(ОН)з + энно.-. Fе(NОз)з + ЗН2О; I (реакция нейтралигаMg(OH)2+ SОз ~ MgS0 4 + Н 2О
цuи);
.
2) реагируют со щелочами
~b(OH)2 + 2NaOH ~ Na2[Pb(OH)4];
I (реакция соединения)
З) разлагаются при нагревании
t
Си(ОН)2- СиО
+ Н 2О.
Амфотерные основания
1)
реагируют с кислотными оксида-
ми и кислотами (реакции нейтрализации):
Zn(OH)2 + СО2=ZпСОз+ HiO;
АI(ОН)з+3НСl=АlСlз + 3Н 2О;
2) реагируют со щелочами:
3) разлагаются при нагревании:
Поскольку свойства оксидов и гидроксидов проявляются В реак­
ЦИЯХ солеобразования, то для демонстрации тех или иных свойств
этих соединений следует использовать уравнения солеобразования.
13
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Например:
1) Для доказательства основных свойств соединений.
ОСНОВНОЙ
~ [вода
оксид
I ь I щелочь
с водой взаимодействуют только оксиды щелочных и щелочно­
земельных металлов, образуя растворимые основания
тальные не реагируют.
MgO + Н2О
-/-t
СаО
Основной
~ ! кислота
оксид
-
щелочи, ос­
К 2О + Н 2О-+ 2КОН
+ Н 2 О - Са(ОН)2
I EJ I_С_ОЛ'--Ь_--JI ~ I вода I
FeO + NaOh-f
Основной
гидрЬксид
~ I кислота
I соль
I
~ I вода
При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль. При
. избытке оксида (гидроксида), которому соответствует
'ное основание, образуется основная соль.
'
Fe(OНh + 2HCI-FеСI 2 + Н20,
многокислот-
Fе(ОН)2 + NaOHf;
К 2О +2Н2S(изб)- 2КНS+ Н2О
МgО(изб) + HCI ОрНОВНОЙ
оксид
MgOHCI
г::l
C:J I соль
Кислотный
CJ (амфогерный)
]
~ I вода
оксид
В этих реакциях элемент из основного оксида образует катион
соли, а элемент из кислотного или амфотерного оксида - анион. соли
ВаО
+ SiOz- вьзю,
Основной
Амфотерный
оксид
гидроксид
GI соль I ~ I вода
Оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов при сплавлении реагируют с амфотерными гидроксидами, которые в этом случае
проявляют себя как кислота.
NazO + 2Аl(ОН)з - 2NaA102 + 3 HzOj
14
.
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
I
•
2)
Для доказательства кислотных свойств соединений, необхо­
димо привести реакции солеобразования между кислотным оксидом
(кислотой) и основным оксидом (гидроксидом).
Cl20 7 + К 2О - 2КСЮ 4
НСЮ 4 + К 2О - 2КСЮ 4 + Н 2О
SОз + 2NaOH- Na2S04 + Н 2О
H2S0 4 + 2NaOH- Na2S04 + Н 2О
3) Для
SОз
+ HCl~
H2S04 + HCl.:..4-
доказательства амфотерных свойств необходимо привес­
ти, как минимум, две реакции и с кислотой (кислотным оксидом), и
с основанием (основным оксидом).
ZnO + 2HCI - ZnC12 + Н2О
ZnO + NaOH - Na2Zn02 + Н2О
Zn(OH)2 + 2НСl- ZnC12 + 2Н2О
Zn(OH)2+
2NaOH
Na2[Zn(OH)4]
Приведенные уравнения показывают, что оксид железа (П) и
гидроксид железа (П) реагируют только с кислотами, то есть имеют
основной характер. Оксид серы
(VI)
и ГИдроксид серы (серная ки­
слота) реагируют только с основанием, т.е, являются кислотным и.
Оксид и гидроксид цинка реагируют как с кислотами, так и с ос­
нованиями, они являются амфотерными.
2.2.2
Кислоты
Кислоты, Определение и классификация
это сложные вещества, которые при диссоциации
+
образуют катионы водорода Н и анионы кислотного остатка.
-
Названия кислот: Названия кислородных кислот производятся
от названия неметалла с прибавлением окончаний - ная, - вая, если
степень окисления его соответствует номеру группы.
По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в
следующем порядке:
-
оватистая,
-
истая,
- ватая:
+7
HCI04 -
хлорная кислота
Н зАSО 4 - мышьяковая кислота
+5
НСЮ З - хлорноватая кислота
НNО з
-
азотная кислота
НСЮ 2
НN0 2
-
азотистая кислота
+3
-
хлористая кислота
+)
НСЮ - хлорноватистая кислота
15
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
в таблице
2
приведены названия и эмпирические формулы не­
которых кислот и соответствующие им кислотные оксиды.
Таблица
2
Номенклатура кислот
Кислота
Кислотный
Название
остаток
фтороводоро-д-
ныйок
сид
-
ная (плавико-
НF
Кислот
Название
F
фторид
нет
сг
хлорид
нет
в-
бромид
нет
1
иодид
нет
нз
гидросульфид
вая)
хлороводород-
НСl
!
ная (соляная)
бромоводород-
НВr
ная
НI
иодоводородная
H2S
сероводородная
H2S 2b 7
дисерная
s:l-
HS20 7S20 7
з-
.'
н-зо,
I
изо,
сернистая
H2S04
серная
нно,
азотистая
зо,"
нзо.
-
.
гидро:дисульфат
гидросульфит
гидросульфат
сульфат
нитрит
N2О з
N20 S
г,о,
но;
НРОз
метафосфорная
РОз"
метафосфат
Н 2РО4 -
дигидрофосфат
нто,"
го,"
I
двуфосфорная
Н 4Р2О7
(пирофосфорная)
зо,
зо,"
N0 2
азотная
ная
S02
сульфит
нитрат
Н зР0 4
зо,
дисульфат
нно,
(орто)фосфор-
нет
сульфид
Нз Р 2 О 7 -
Н2Р2 О 7
ИР2О 7
Р 2О 7
1
16
'г-
э-
4-
г,о,
гидрофосфат
( орто)фосфат
тригидродифос-
Фат
дигидродифосфат
P20 S
гидродифосфат
дифосфат
J
,
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Окончание табл
Кислота
НзАsОз
Н зАS0 4
Н 2СО з
н.зю,
I
СНзСО
ОН
Название
мышьяковая
угольная
'-
кремниевая
уксусная
хромовая
H 2Cr207
двухромовая
нмьо,
марганцевая
н.во,
Название
остаток
сид
НАsо з 2 -
гидроарсенит
AsO/H 2As04HAsO/-
арсенит
гидрсарсенат
марганцовистая
борная
гидрокарбонат
карбонат
-
гидросиликат
SЮ;-
нс-о,
Cr04
силикат
-
-
2-
нс-,о,
2-
Cr207
мьо,
-
ацетат
I
гидрохромат
хромат
гидродихромат
дихромат
перманганат
нмьо,
гидроманганат
мnо7-
манганат
н.во,'
дигидроборат
нво,"
во,"
гидроборат
-
Аз-О,
арсенат
СО;-
СНзСОО
'Аs 2О з
дигидроарсенат
НСО з-
нвю,
ный ок-
дигидроарсенит
Asol-
H 2Cr04
Н 2 Мn04
Кислотный
,Н 2АsОзмышьяковистая
С0 2
зю,
( СНзСО)20
СгОз
оо,
Мn2 0 7
мьо,
В 2ОЗ
борат
.НСЮ4
хлорная
СЮ4
НСЮ з
хлорноватая
СЮ з
хлорат
C1207
C1 20 s
НСЮ 2
хлористая
СЮ 2-
хлорит
сьо,
НСЮ
хлорноватистая
СЮ-
гипохлорит
C1 20
17
2
Кислот-
перхлорат
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Классификация кислот
Кислоты
/
Кислородосодер~аU4ие
НзРО4,
H 2S0 4, нно,
Бескислородные
И др.
и др.
HCI, HBr, H 2S
Кислородосодержащие кислоты
Бескислородные кислоты получа­
получают взаимодействием ки­
ют путем взаимодействия водоро­
слотных оксидов с водой:
SОз
да с неметаллом и последующего
+ Н2О = H 2 S0 4 .
растворения продукта реакции в
воде:
Н2
НСI
+ Cl 2 = 2НСI (газ);
+ Н 2О - НСI (aq).
Кислоты
.> <.
Сильные
H 2S04 ,
.-.
нно,
HCI, НВr,
НI,
Слабые
H 2S, НN02 ,
нсю..
СНзСООН и др .
Сила кислот определяется их поведением в водном растворе или
расплаве.
Сильные кислоты диссоциируют
(распадаются
на ионы)
полностью и в растворе существуют преимущественно в виде ионов:
+
.
нмо, ~H +NО з .
Слабые кислоты диссоциируют обратимо и ступенчато и в рас­
творах существуют преимущественно в виде молекул. Каждая сту­
пень диссоциации характеризуется константой равновесия, которая
называется константой диссоциации кислоты.
Например, диссоциация ортофосфорной кислоты
трехступен­
-
чатый процесс:
+
l-я ступень:
2-я ступень:
З-я ступень:
К]=
н зРо4 t н' + Н2Р0 4 ';
.~
+
Н 2Р04 ~ Н
НР0 4
2·~
+
~ Н
+ НР0 4
+ Р04
2,
;
з-
;
18
К 2=
Кз=
-
[н НН 2Р0 4 ]
[Н зР0 4 ]
[н+нНРо/']
[Н 2Р0 4 ']
[Н+НРО/]
ШР04 ']
Z
= 8·10' ,'
З
=6·10·8.,
= 2·10·12.,
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Суммарный
Суммарная К=К -К -К
константа
] 2 3
процесс
+
где [Н], [Н2РО4
-
],
[НРО4
2-
],
з-
[РО4
],
[НзРО4]
-
= 1-10·2]
,
равновесные концен-
трации ионов. К], К 2, К з'-:' ступенчатые константы диссоциации
(К 1
>
К2
>
К з); К
-
общая константа диссоциации.
Кислоты
Одноосновные
нно,
HCl,
Многоосновные
НСЮ 4 •
H 2 S - двухосновная
НзАSО 4 - трехосновная
H4Si0 4 - четырехосновная
Под основностью кислоты понимают число атомов водорода в
составе кислоты.
НС!
+ N аОН = N аС} +
Н2О
Для одноосновных кислот возможна
только одна реакция нейтрализации,
приводящая к образованию средних
солей.
Н 2СОз+2КОН (изб.)=К 2 С О з +2Н 2 О
Для многоосновных кислот возмож­
на полная и неполная нейтрализация:
(полная нейтрализация
-
образова­
ние средней соли);
Н 2СО з
+ КОН
(нед.)=КНСО з +Н 2О
Неполная нейтрализация приводит к
образованию кислой соли
Кислоты
.>
----------
Окислители
нхо,
H 2S0 4 (конц.),
Неокислители
НСЮ 4
HCl,
НзРО4 и др.
в реакциях металлов с кислотами-окислителями
водород нико­
гда не выделяется, окислительные свойства проявляет элемент, обра­
зующий кислоту. В реакциях металлов с кислотами неокислителями
изменяет степень окисления водород, который выделяется в виде про­
стого вещества.
19
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Таблица
3
Сопоставление силы кислородсодержащих кислот ЭОm(ОН)п
Общая
Графическая
m
,эгон,
Н 0"'-..
О
.»:
Э
ОН
НзВОз=В(ОН)з
I
I
Э-ОН
I
HClO=Cl(OH)
Н 2SОЗ=SО(ОН)2
~OH
1
Очень слабые
I
ОН
эогон;
Сила кислоты
Примеры
формула
формула
о'О=Э~
Слабые
он
I
о·
0+
о=э-- он
Ь 0 2(ОН)n
НN0 2=NO(OH)
о·
2
H 2S0 4=S02(OH)2
о.:::::-о/он
о'у
.-
О......::
Средней силы
"он
о·
О ~
0+
;Э--он
I
I нсю--сячонз
00'
rэОз(О}-I)n
Сильные
о' О
3
110+
1
11
о=э--он
нснь-сютон,
I
!;
I
11
о
20
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Таблица
4
Химические свойства кислот
Лакмуса (синий) - розовый
Изменение окраски
Метилоранжа
индикаторов
-
желтый
+ СuО = Сu~NОЗ)2 +. Н 2О;
3H2S04 + Аl 2Оз = АI 2(SО4)З + 3Н2О.
2НСl + Сu(ОН)2 = CuCl 2 + 2Н 2О
2НNОз
Взаимодействие с основными и
амфотерными оксидами
Взаимодействие с основаниями
(реакция нейтрализации):
H2S04 + BaCl2 = 2НСl + BaS04!
Взаимодействие с солями
(осадок
2НNОз+СаСОз=Са(NОЗ)2+Н20+СО2 i (газ)
НСl + КN0 2 = КСl + НN0 2
, (реакции обмена):
(сильная кислота вытесняет слабvю)
Термическое разложение
(почти
щие
все
\
кислородсодержа-
кислоты
разлагаются
Н2СО г-+ НД+СО 2 т
,
2НзРО4
--+
НJ>207
+ Н 2О
при
нагревании)
Взаимодействие
кислот
-
Fe --+ FeS04 + Н2 !
+ 2Al--+ 2АIСl з + 3Н2 1
HCl+CuA
Н2SО4(разб.)+
6НСl
неокислителей с металлами (в
ряду напряжений до Н 2 )
Кислоты-неокислители(все, кроме конц. НNОз и конц.
H 2S0 4)
взаимодействуют с металлами, СТОЯЩИМИ в ряду напряжений метал­
лов до Н2 • При этом выделяется Н2 и образуется соль металла с ми­
нимальной степенью окисления металла.
Изучая свойства кислот, особое внимание следует уделить взаи­
модействию кислот окислителей (конц. НNО з и конц.
таллами (табл.
5).
21
H2S04)
с ме­
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Таблица
5
Взаимодействие кислот с металлами
Кислота
Положение метал-
Продукты взаимодействия
ла в ряду напряже-
ний
+
Кислота
пряжения после Н2
неокисли-
+
тель
----.
Металл в ряду на-
----.
Металл в ряду на-
пряжения до Н2
+
+
Аu,
Pt, Ir, Ru,
Реакция не идет
----.
----.
Та
мвтхлл
Реакция не идет
H 2S (S, S02) в
зависимости от
H2S0 4
ноземельный
условий
концентри-
MgJZn
+
Сульфат
+
S02
Ni
вmш.
I
н;С
С.О.
остальные
Со,
Н2 С
+
металла
----.
МЕТАЛЛ
(AI, Cr,
H 2i
min.C.O.
щелочной/ щелоч-
рованная
+
Соль металла в
при
нагреван.)
+
Ац,
1+
"
Pt, Ir, Ru,
нко,
щелочной/ щелоч-
концентри-
но-земельный
+
рованная
1+
нно,
+
+
разбавлен-
-
Реакция не идет
+
N 20
Нитрат
металла
----.
МЕТАЛЛ
I
I
----.
Та
МЕТАЛЛ
+
NO
тах.
остальные
I
с.о.
I
Со,
Ni
----.
Pt, Ir, Ru,
Та
----.
----.
AI, Fe, Cr,
Ац,
МЕТАЛЛ
I
в
Н2С
I
Металл пассивирует с образованием
соответствующего оксида
Реакция не идет
нн, CNН40Н)
+
но/к.о/н,
+
щелочной/ щелоч-
ная
ноземельный
+
МЕТАЛЛ
I
----.
нн, CNН4NО з )
напряжения до Н 2 )
В зависимости
в
от условий
тах.
I
+
Нитрат
(остальные в ряду
МЕТАЛЛ
----.
С остальные в ряду
напряжения
после Н2)
22
N0 2
металла
+
С.О.
H 20
1
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
2.3.
Соли
Соли. Определение и классификация
это сложные вещества, которые при диссоциации обра­
+
зуют катионы металла (или NН4 ) И анионы кислотного остатка.
-
С позиции теории электролитической диссоциации, 'соли -
сильные электролиты, существующие в водных растворах в виде
положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряжен­
ных ионов кислотных остатков (иногда в растворах солей имеются
также ионы Н+ и ОН}
Соли можно рассматривать как продукты полного или частич­
ного замещения атомов водорода (н) в молекуле кислоты на металл
(H2S0 4
NaНSp4
Na2S04) или замещения гидроксогрупп в осно­
(Mg(OH)2 - MgOHCl - MgC1 2).
вании на кислотный остаток
Соли подразделяются на средние, кислые и основные.
Средние соли (нормальные) состоят из остатков кислоты и ос­
нования, которые не содержат ни ионов водорода, ни гидроксогрупп,
способных к замещению. Это продукты полного замещения атомов
водорода в молекуле кислоты на атом металла или продукты полного
замещения
гидроксильных
групп
Например, соли КЗРО4 и FеСl з
-
основания
на кислотные
остатки.
средние.
Кислые соли -~TO продукты неполного 'замещения атомов водо­
рода многоосновных кислот на атом металлов. Кислые соли со­
держат остатки кислот, имеющие ион водорода, способный к даль­
нейшему замещению на остаток основания. Например, К 2НРО4 и
Ва(НСО З)2
-
кислые соли, они способны взаимодействовать с осно­
ваниями, так как ионы НРО/ и НСОз' содержат ион водорода..
Основные соли
ксильных групп
-
это продукты неполного замещения гидро­
многокислотных оснований на кислотные остатки.
В состав основных солей входит остаток основания, содержащий
гидроксогруппу, способную к замещению на остаток кислоты. На­
пример, соли
[AI(OH)]S04 и Fe(OH)C12 -
основные.
Названия солей состоят из названий остатка кислоты и остатка
основания. Например, в состав соли К2НРО4 входит остаток основа­
ния КОН -ион калия, остаток фосфорной кислоты
гидрофосфат­
-
ион. Соль называется гидрафосфат калия.
Соль
[AI(OH)]S04
состоит из остатка гидроксида алюминия
-
иона гидроксоалюминия [Al(OH)]2+ и сульфат-иона. Соль называется
сульфат
гидроксоалюминия.
Типичная
23
ошибка
в
составлении
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
названия основных солей
-
это разрыв названия остатка основания:
гидроксосульфат алюминия.
мm+пхп-
ный остаток,
m
общая формула соли, где Ме - металл, Х - кислот­
-
степень окисления металла,
n-
m-
степень окисления
кислотного остатка.
Кроме средних, кислых и основных солей существуют также
смешанные, двойные и комплексные соли.
Смешанные
в образовании соли участвуют один металл и два
-
кислотных остатка.
Двойные
-
в образовании соли участвуют два металла и один ки­
слотный остаток; соли, образующиеся при замещении атомов водоро­
да в молекулах кислот двумя разными металлами.
Комплексные
- соли с донорно-акцепторным
механизмом образо­
вания химических связей.
В таблице
6
приведены примеры солей.
Таблица
6
Типы солей
Тип соли
Эмпирическая
Название
формула соли
I
СРедние
сьзо.
сульфат кальция
ные) соли
СаСО з
карбонат кальция
Кислые соли
NаНСО з
гидрокарбонат натрия
(нормаль-
ВаНРО 4
гидрофосфат бария
Al(OH)2Cl
хлорид дигидроксоалюминия
сеюньзо,
сульфат гидроксомеди (П)
Смешанные соли
CaClВr
хлорид-бромид кальция
Двойные соли
КAl(S04)2
сульфат калия-алюминия
KAl(S04)2'12H20
алюмокалиевыеквасцы
К з[Аl(ОН)6]
гексагидроксоалюминат
Основные соли
Комплексныесоли
калия
Следует уделить. особое внимание солям, которые существуют в
виде кристаллогидратов. При растворении в воде ионы некоторых
солей захватывают и удерживают определенное количество молекул
воды. Для таких солей силы взаимодействия с молекулами воды так
велики, что последние остаются в составе соли даже при выпарива­
нии раствора. При этом соотношение между количеством вещества
соли и воды постоянны для данной соли. Такие соединения называют
24
I
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
кристаллогидратами, а вода
дигидрат хлорида бария,
- кристаллизаиионной: BaC12'2H20 CuS04'5H20 - пентагидрат сульфата меди
(медный купорос),
Таблица
7
Получение солей
Реакция металлов снеметаллами
Реакция металлов с кислотами
Fe + Cl2 = FeCl 2
Mg + 2НВr = MgBr2 + H 2i ;
Си -анно, (конц.) =Си(NОЗ)2+2N021'+2Н2О
Реакция металлов с солями
Реакция амфотерных металлов со
Fe + CuS04 = FeS04 + Си
2А! + 6NaOH + 6НД = 2Nаз[Аl(ОНЫ+ 3H 2i
щелочами
Реакция основных и кислотных
К 2О
+ СО2 =
КД
+ ZnO
К 2СО з
оксидов
Реакция основных или амфотер-
t
~
K2Zn02
ных оксидов с кислотами
Реакция кислотных или амфо-
I терных оксидов с основаниями
Реакция оснований и кислот
Реакция амфотерных оснований
S02 + Са(0Н)2 = СаSОз + Н2О
РЬО + 2NaOH + Н2О = Nа2ГРЬ(0Н)4]
2НNОз + Fе(ОНЪ = Fе(NОзЪ + 2Н 2О
Сr(ОН)з
+ 3NaOH = Nаз[Сr(ОНЫ
со щелочами
Реакция щелочей с солями
Реакция кислот с солями
Реакция двух солей
Термическое
разложение
при нагревании.
солей
3NaOH + FеСl з = 3NaCl + Fе(ОНЫ
НС! + АgNО з = AgCll + НNО з
2НСl + Na 2S = 2NaCl + H 2Sj
BaCl2 + Na2S04 = BaS04! + 2NaCl
2КСlO з ~ 2КСl + 02 i·
I
Для каждой конкретной соли существует свой набор способов
получения, основанный на вышеприведенных реакциях,
Пример
1:
Написать все возможные соли, которые могут быть
образованы при взаимодействии угольной кислоты и гидр оксида на­
трия.
Двухосновная угольная кислота образует два типа солей: карбо­
наты и гидрокарбонаты. Гидроксид натрия имеет только одну соль
среднюю.
25
-
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Na-O
-
Na-O
<,
/ ' С=О +2Н2О
................
/O{1j
О=С"
H-O-+Na
.... +....
Na-O
......
О-Н
Пример
2:
Н-О
~C=O +Н 2О
Написать все возможные соли, которые могут быть
образованы при взаимодействии соляной кислоты и гидр оксида маг­
НИЯ.
Двухкислотное основание гидроксид магния образует две соли
-
среднюю и основную.
Mg(OH)2 + 2HCl- MgC12 + 2Н 2О
.о
Mg
- Н 8>- Сl
~б~~±tt'- Сl
(хлорид магния)
/Сl
-+
Mg"
СI + 2Н2О
Mg(OH)2 + HCl- MgOHCl + Н2О (гидроксохлорид магния)
Mg
)Q::J?:H'- Сl
~O-H
+
...... Mg
/ Сl
+ Н 2О
~O-H
Физические свойства солей: твердые кристаллические вещест­
ва. Многие соли имеют высокие температуры пл. и кип. По раствори­
мости в. воде делятся на хорошо
практически не растворимые
(NaCl, KCl), мало (PbC12 , CaS04) и
(BaS04,PbS04, PbS, СаСО з). Сильные
электролиты.
26
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Таблица
8
Химические свойства солей
IВзаимодействие с металлами (реакция
замещения
- более активный
вытесняет менее активный)
FeCl 2 + Zn
= Fe + ZnCl 2
металл
~модеЙОТ8ие е неметаллезми (реак-
2NaВr
+ Cl 2 = Br2 + 2NaCl
ции замещения - более активный не-
I металл вытесняет менее активный)
I Взаимодействие со щелочами (реакции MgCl 2 + 2NaOH = Mg(OHbl + 2NaCI
обмена):
--
I Взаимодействие с недостатком шело-
CaCl 2 + NaOH (нед.) = CaOHCl + NaC
чей (перевод средних солей в основ-
ные)
Взаимодействие с кислотами (реакции
CaCl 2 + H 2S04 = CaS041 + 2НС
обмена):
Na2S04 + H 2S04 (изб.) = 2NaHS04
СаСО з l + С0 2 + Н 2 0= Са(НСО З )2
Взаимодействие с избытком кислоты
или кислотного оксида (перевод сред-
них солей в кислые)
CuC12 + 2АgNОз
Взаимодействие солей между собой
(реакции обмена)
= 2AgCll + Сu(NОЗ)2
Lеакции представлены в таблице
Разложение солей при нагревании
9..
(термическоеразложение)
Реакции разложения
Таблица 9
~
I Продукты термического разложения
Соль
Разложение солей аммония:
<N"Н4)zСОз ОО 5 нн, + нннсо,
36-70
Анион кислотного остатка не обладает
окислительными свойствами
I
<N"Н4)2S04
2З5-36О'
>500
.~
+ СО2 +
Н 2О
С) нн, + нн.нзо,
нн, + S03 + Н 2О
N 2 + 2Н2О
190-245· C )
N 20+ 2Н2О
NН4NО з
(NН4)2CrO~ N 2 + Сr20з + 4Н2О
~N02
окислительнымисвойствами
NНз
нн.о ~ нн, +Cl
ын.нво.>
Анион кислотного остатка обладает
'С
~НСОЗ - - - - 7
>60' L)
оранжевый
27
зеленый
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Окончание табл.9
Термическое разложение нитратов
t
Нитраты щелочных и щелочно-
земельных металлов (металлы, стоящие в ряду напряжений левее
(искл, ш
Mg
напряжений между магнием и медью
(металл в ряду напряжений от
Mg
Li.)
до
I Нитраты серебра и ртути (металлы
I РI01Y
напряжений правее Со)
+ 02
Ca(N02)2 + 02
, Иекл.: 4LiNОз~ 2Li 20 + 4N0 2 + 02
t
Сa(NОЗ)2~
t
Нитраты металлов, стоящих в ряду
Си,
2NаNО з ~2NaN02
в
2Мg(NОЗ)2 ~
2MgO + 4N02 + 02
4АI(NОз)з ~ 2AJ 2Оз +12N0 2 + 302
t
Сu(NОЗ)2 ~ 2СиО + 4N0 2 + 02
t
t
2АgNОз ~
I
I
2Ag + 2N02 + 02
НЩNО,), --4 9. + 2ND, + о,
Термическое разложение карбонатов
'
(Nа2СОЗ и К 2 СО з не разлагаются при нагревавин до 1000 ОС)
При нагревании выше температуры
Li 2СОз >"U r Li 20 + С0 2
I плавления (618 ОС)
fКарбонаты остальных металлов
t
СаСО з ~CaO
t
Карбонат серебра
2Ag2CO~
+
С0 2
4Ag +
2С0 2
+ 02
"
Термическое разложение гидрокарбонатов
t
2NаНСОз~
Nа2СОЗ
t
Гидрокарбонаты щелочных металлов
I
2КНСО з ~ К 2СО з
+
+ С02 + Н2О
+ Н 2О
С0 2
Искл.:
2LiНСО з .л., 2Li 20 + 2С02 + Н2О
t
Гидрокарбонаты щелочно-земельных
металлов
Са(НСО З)2 (TB.)~ сао-зсо.г-н.о.
..
t
Са(НСО З)2 (раствор.) ~ СаСОз!
-соя +Н2О.
t
Перманганат калия:
2КМn04 ~ K 2Мn0 4
4КСlO
Хлорат калия (бертолетова соль)
з 400"1.;, оез K~.
зксю,
в таблице
1О
+ мn0 2 + 02'
ксю,
]50,ЗОО ·С. кат. МnО
'>
+ KC1;
2КСI
+ 02.
приведены названия многих гидроксидов и их ос­
татков, знание которых достаточно для полного ответа на вопросы
экзаменационного билета, касающегося номенклатуры неорганиче­
ских кислот.
28
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Таблица
н азвания гидроксидов н
I Элемент
~l
ILi, Na, К,
Rb, Cs (Э)
Ве
ОКСИД
Формулы ГИДрОКСИ-
Названия гидроксидов и их
ДОВ и их остатков
остатков
Гидроксид + название элемента
320
3(ОН)
ВеО
Ве(0Н)2
Гидроксид бериллия
Ве(ОНУ'
Гидроксобериллий
Ве 2+
Бериллий
в родительном падеже
ВеО/[Ве(0Н)4]2-
Mg,Ca, Sr,
I
I
4
3
2
10
их ионов, которые они о бшазуют
Тетрагидроксобериллат
Гидроксид+ название элемента
3(0Н)2
30
Ва
Бериллат
I
в родительном падеже
\
3(0Н)+
Гидроксо
+ название элемента в
именительном падеже
I э"
Название элемента в именительном падеже с указанием ст.
I
окисления
Zn
Zп(0Н)2
ZnO
Гидроксидцинка
Zn(OH/
Zn2+
I
~г
I Цинкат
ZnO/'
Аlдз
[Zп(0Н)4]2"
I
Аl(ОН)J
Тетрагидроксоцинкат
Аналогично элементам
I
JI груп-
пы
Аl(ОН)/
Лl(ОН)+
Ае+
А10 2-
Метаалюминат
[АI(оН).J'· ~~:коап..роксоалюминат
rC
С0 2
I
С0 2·Н2О
Угольная кислота
(Н 2СОз)
I Гидрокарбонат
НСО з"
I Карбонат
I со,"
_J .
Si
Il
~Si02B20
(Н2 S1Оз )
~Оз~
I Метакремниевая кислота
_
------29
.
Метасиликат
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Продолжение табл.
I
I
'1
г
,3
GeO
оеюнь
1
Ge
Гидроксид германия
--
Gе(ОН)+
GeO
1О
4
I
GeO/-
Германит
[Ge(OHbl z-
Тетрагидроксогерманит(П)
оьо-н,о
Германиевая кислота
НzGеОз
I Sл
I
SnO
SnOz
SП(ОН)z
Гидроксид олова(1I)
зыонг
Sn z+
SnOz z-
Гидроксоолово(II)
[SП(ОН)4(
Тетрагидроксостаннит(II)
SпОz-НzО
Оловянная кислота
Олово(П)
.
Станнит
sпоз z-
Станнат
[SП(ОН)б]2-
Г ексагидроксос:rаннат(IV)
гыонь
Гидроксид свинца(П)
РЬ(ОН)+
Гидроксосвинец(II)
гь"
свинец(П)
РЬО/-
Плюмбит
[РЬ(ОН)4]Z-
Тетрагидроксопяюмбип'П)
нно,
Азотистая кислота
но.
Нитрит
N Z05
но,:
Нитрат
-
Н ЗРО2
Фосфорноватистая кислота
н.ю,
Гипофосфит
I РzО з
НзРО з
Фосфористая кислота
НzРО з-
Фосфит
\ Р 2О\
НРО з
Метафосфорная кислота
РО
Метафосфат
r-.
I
РЬО
i
I
'N
Германат
(НzSпОз)
I
l
GeO/
-
N 2О з
I
гр
I
I
I
з-
i
\ Ортофосфорная кислота
Н ЗРО 4
Дигидрофосфат
Н 2РО 4 -
2-
I Гидрофосфат
30
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Продолжение табл.
4
3
2
1О
I Фосфат
i
i
I
I
I
,
i
I
!
I
I
I
! As
IАs
Дифосф орная
7
4 2
Н ЗР 2О7'
Тригидродифосфат
Н 2 Р 2 0/'
ДигидРодиФосФ,ат
НР 2О/'
Гидродифосфат
4
Р2 07 •
I
.
I
As 2P)
I
!
зь.о,
Sb
!
iSb
205
Мышьяк
I
I,
802
S
II
1,
дигидроарсенит
H)As04
Мышьяковая кислота (орта)
H 2As04 '
Дигидроарсенат
HAs0 42.
Гидроарсенат
I
AsO/
Арсенат
I
эыонь
Гидроксид сурьмы(Ш)
зыонь
Дигидроксосурьма/Ш)
зыонг
Гидроксосурьма(Ш)
зь"
сурьма(Ш)
зьо,
Метаантимонит
Н)8Ь0 4
Сурьмяная кислота
Н2 8 Ь04'
Дигидроантимонат
Н8ь04 •
Гидроантимонат
вьо,':
Антимонат
802,Н2О
Сернистая кислота
Гидросульфит
80)2'
Сульфит
Н 280 4
Серная кислота
Н804'
гидросульфат
80/'
Сульфат
H 2S20 7
Дисерная
Н8 2О 7'
Гидросульфат
82072.
Дисульфат
I
,
I
I
I
(3+)
(Н 280з)
'1
=J
Н 2АsО з'
I нво,:
SO)
I
Метаарсенит
2
,
I
Мышьяковистая кислота
Аs З +
I As02'
I
I
!
Дифосфат
2Оз I НзАsОз
I
кислота
I
I
31
!
I
I
i
I
,
I
.
..
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Продолжение табл.
I
2
]
Se
Se02
з-о,
Те
I ТеО2
ТеОз
3
н.зео,
Селенистая кислота
нзео;
Гидроселенит
Sеоз2.
Селенит
н.зео,
Селеновая кислота
нзео,:
Гидроселенат
Se042.
Селенат
Н2 ТеОз
Теллуристая кислота
НТеОз'
Гидротеллурит
т-о,"
Теллурит
Н 2ТеО4
Теллуровая кислота.
IНТеО4'
t
I
СГ20з
Cr
I
I
~C1
'~'
Вг
Сг(ОН)з
Гидроксид хрома(Ш)
I
I
I
1
Дигидроксохром(Ш)
ст(оН)2+
Гидроксохром(III)
с-"
Хром(Ш)
СгО2'
Метахромит
(Сг(ОН)6]З'
Гексагидроксохромат(III)
Н 2СгО4
Хромовая кислота
С гО4 2.
Хромат
I
I
Дихромовая кислота
Хлорноватистаякислота
сю
Гипохлорит
СЮ 2
НСЮ 2
Хлористая кислота
С1 2Оз
СЮ 2'
Хлорит
СЮ з
НСЮ з
Хлорноватая кислота
сю,
Хлорат
НСЮ 4
Хлорная кислота
С 104'
Перхлорат
НВгО
Бромноватистая кислота
7
~
Ст(ОН)/
НСЮ
Iвr;o
I
Теллурат
Дихромат
ICl20
I
ТеО/
СТ2072,
I
--
Гидротеллурат
I Н2 СТ2 0 7
сьо
10
4
БгО'
Гипобромит
I
--
.
I
~
I
I
--------J
~ромистая кисло~._. ~~
__
32
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Окончание табл.l О
1
!
2
,1
-
----
I
Br205
4
3
в-о,
Бромит
нв-о,
Бромноватая кислота
в-о.
1
120
1205
?
Мп
I
I
I
мьо,
НI0 2
Бромат
Гипоиодит
.
Иодистая кислота
102'
Иодит
ню,
Иодноватая кислота
Юз'
Иодат
ню, (Н 5 1О 6 )
Иодная кислота
104"(10/")
Периодат
Н 2 Мп04
Марганцовистаякислота
мьо,"
Манганат
IМарганцовая кислот,
Мпz07 НМп04
I
l
---1
. Иодноватистая кислота
НЮ
Ю'
102
~
м-о,
Перманганат
Существуют также бескислородные кислоты, остатки которых
могут образовать соли:
HCl- соляная кислота, СГ - хлорид; HBr бромоводородная кислота, В{ - бромид; НI - иодоводородная кисло­
та, Г - иодид; H 2S - сероводородная кислота, HS" - гидросульфид,
S2- - сульфид.
3. Связь между
классами неорганических соединений
соль
33
I
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Таблица
11
Примеры реакций
металл
2.
основной
+
кислотный э-э
+
ОКСИД
3.
IHg+S~HgS
I 2AI + 312 ~ 2АlI з
I ц,о + С0 2 ~ ц.со,
СаО + Si02 ~ СаSiO з
Си(ОН)2 + 2HCI ~ CuCl 2 +
неметалл ~ соль
основание
соль
ОКСИД
+
кислота ~ соль
4.
металл ~ основной ОКСИД
5.
неметаил ~ кислотный ОКСИД
6.
основной оксид ~ основание
7.
кислотный ОКСИД ~ кислота
2Са + 02 ~ 2СаО
4Li + 02 ~ 2Li 2O
S + 02 ~ S02
4As + 502 ~ 2As205
ВаО + Н 2О ~ Ва(ОН)2
Li 20 + Н 2О ~ 2LiOH
P20s + 3H20~ 2НЗР04
SОз + нд ~ H 2S04
34
j
2Н 2О
---l
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
4. Примеры типовых контрольных
вопросов и
индивидуальных заданий по теме
«Классы неорганических соединений»
и ответов на них
Пример 1.
Напишите уравнение реакций, характеризую-
щих характер оксида (кислотный, амфотерный или основной): СО 2,
SnO,CuO.
Ответ:
Оксид со,
- это оксид неметаллического элемента
углерода, находящегося в состоянии окисления
+4.
Поскольку ДЛЯ
оксидов неметаллов характерно проявление кислотных свойств, то
СО 2 - кислотный оксид. Это гфоявляется в том, что СО 2 реагирует с
основаниями или основными оксидами с образованием солей и не
реагирует с кислотами или кислотными основаниями:
+ 2КОН = К 2СОЗ + Н2О;
СО 2 + СаО := СаСОз ;
СО 2 + SОз t-;
СО 2 + H 2 S0 4 t-.
СО 2
Олово относится к металлам, поэтому его оксид должен обяза­
тельно проявлять основные свойства. Однако оксиды некоторых ме~
, включая олово, спосо бны проявлять И кислотные своиства.
SnO + 2NaOH = Na2Sn02 + Н 2 О (реакция в расплаве) или
SnO + 2NaOH + Н2 О = Na2[Sn(OH)4] (реакция в растворе);
SnO + ВаО = BaSn02
SnO + 2НСI = SnCI2 + Н2 О ;
SnO + SОз = SnS04.
таллов
I
СиО
-
основной оксид; Его характер проявляется в том, что он
реагирует с кислотами и кислотными оксидами:
СиО
+ 2НСl = CuC12 + Н 2О;
СиО
+ SОЗ
=
CuS04,
но не реагирует с основаниямии основными оксидами:
СиО
+ Na20 t-;
Пример
2.
СиО
+ КОН t-.
Составьте эмпирические и графические форму-
лы оксидов и гидроксидов азота.
Ответ:
Азот
V группы, он
+3 и +5.
Оксид азота(Ш) имеет формулу N2ОЗ : О =N - О - N = О.
-
элемент главной подгруппы
имеет две положительные степени окисления:
Формула гидроксида получится путем сложения:
35
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
N 2Оз
+ Н 2О = N 204H2 = N02H =
Азот относится к элементам
-
НN0 2 .
неметаллам, поэтому в формуле
гидроксида количество атомов кислорода
дорода
(1).
(2) больше, чем
атомов во­
Составляя графическую формулу гидроксида азота (Ш) ,
сначала соединим водород с азотом через кислород Н
О
-
- N,
а затем
присоединим к атому азота недостающий атом кислорода двумя свя­
зями:
H-O-N=O.
Прнмер 3.
Составьте эмпирические и графические формулы
всех возможных солей, образующихся из гидроксида кальция
Са(ОН)2 и серной кислоты
Ответ:
H2S04 •
Гидроксид кальция способен образовывать
2 типа ос-
татков.
[Са(ОНЫ+
Са2 + :
и
-Са-О-Н
-Са-
Остатки серной кислоты
-
частицы
нзо;
и
Из этих остатков можно образовать соли трех типов:
1.
сьзо,
I
Сульфат кальция,
средняя соль
2.
Ca(HS04)2
Ca/~S~O
"-cf
Гидросульфат каль-
~O
Н-О,,- ~O
цИЯ, кислая соль·
Са/
<,
cf
S
~O
0,,- ~O
S
Н-О/ ~O
З.
[Ca(OH)]zS04
Сульфат гидроксо-
H-O-Ca-~
кальция, основная
Н-О-Са-
соль
36
~O
6S~ О
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Пример
4.
Написать все возможные соли, которые могут быть
образованы при взаимодействии серной кислоты и гидр оксида хрома
(Ш). Полученные соли назвать, написать их графические формулы.
Ответ: Двухосновная серная кислота образует два типа солей
нюю и кислую; трехосновное основание гидр оксид хрома (Ш)
типа солей среднюю и две основные соли.
---+ Cr2(S04) + 6Н 2О
супьфатхрома (Ш) - средняя соль
3H 2S04 + 2Сг(ОН)з
/ 0 <, уО
Cr ;:-{)-S
""""'0 <, ~O
S=O
~
/0/
Cr-O--.
--.o-s-?
О
=:::::::0
3H2S04 + Сг(ОН)з
---+
Сг(НSО4)з
+ 3Н 2О
гидросульфат хрома (Ш)
-
кислая соль
О
11
/.
O-S-O-H
Cr-
O-S~O-H
':::-О
~O
О
.
О
11
O-S-O-H
~O
H 2S04 + 2Сг(ОН)з
---+
[Cr(OHbl2(S04) + 2Н2О
сульфат дигидроксохрома (Ш)
37
-
основная соль
- сред­
--:- три
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
H2S04 + Сг(ОН)з
--+
Cr(OH)2S04 + 2Н 2О
сульфат гидроксохрома
(111) -
основная соль
/0"" ~o
Cr ",-_./S~
\ v
О-Н
Пример
5.
~O
Написать эмпирические и графические формулы хромата
серебра и ортоарсената цинка.
Представить данные соли, как продукты взаимодействия
а) основного и кислотного оксидов,
б) кислоты и основания.
Ответ:
Ag2Cr04 -
хромат серебра
Ag-O <, ~O
Cr
Ag-O/ ~O
Zпз(АSО4)2 - ортоарсенат цинка
/0"" ~O
Zn-O-A§...
O/~
/
Z~
0___
-;:;0
Zn-O
As
-:-0-
<
о
38
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
ПРИЛОЖЕНИЯ
Приложение
к ачеегвенные
Анион
S04 L,
Реактив
Ba L+
1
реакции на анноны
Наблюдаемая реакция
Выпадение белого осадка, нерастворимого в
кислотах:
SO/" + Ва2+ .; вьвол
но,
1) Добавить конц.
H 2S0 4 и Cu, нагреть'.
2) смесь H 2S0 4 +
гезо,
ю,:
ионы Ag+
Образование голубого раствора, содержащего
ионы Cu2+, выделение газа бурого цвета (N02)
Возникновение окраски сульфата нитрозоже-
леза (п) [Fе(Н20)sNо]2+. Окраска от фиолетовой до коричневой (реакция «бурого кольца»).
Выпадение светло - желтого осадка в нейтральной среде:
CrO/'
ионы BaL+
3Ag++ РО/'= АgзРО4 l
Выпадение желтого осадка, не растворимого в
уксусной кислоте, но растворимого в НСl: Ва2+
+ Cr04 2,= BaCr041
SL-
ионы гь"
Выпадение черного осадка:
СО{
ионы Са"
выпадениебелого осадка, растворимогов ки-
С0 2
известная вода
сыонь-со, СаСО з l + И2О,
СаСО з + С02 + И 20- Са гнсо,ь
Са(0Н)2
Pb 2++s2,= PbSl
слотах: Са2+ + СО з 2- = СаСО з 1
Выпадение белого осадка и его растворение
sоз -
Ионы Н'
F'
ионы
L
С1-
Ca L +
ионы Ag+
при пропускании С0 2
Появление характерного запаха
зн» 80з2, = Н2О + S02t
802:
Выпадение белого осадка: CaL++2F'= CaF 21
Выпадение белого осадка, не растворимого в
НNО з, но растворимого в конц. NНз·И2 Q:
Ag++CHAgC11
АgС1+2(NНз·И2О) - [Аg(NНзЫ+ + С1'
+2И 2О
в-
ионы Ая"
Г
ионы Ая"
ОН-
индикаторы:
(щеп.
лакмус
синее окрашивание
фенолфталеин
малииовоеокрашивание
Выпадение светло
-
желтого осадка, не рас-
творимого в НN0 3 : Ag++Br" =: AgВrl осадок
темнеет на свету
Выпадение желтого осадка, не растворимого в
НNОз и NНз конц. : Ag + + г = AgI! осадок темнеет на свету
среда)
39
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Окончание Прил.l
К ачественные
Анион
Воздействие или
Ре-
реакции на катионы
Наблюдаемая реакция
1,
актив
LГ
ПЛамя
Карминово
Na+
ПЛамя
Желтое окрашивание
к+
красное окрашивание
-
ПЛамя
Фиолетовое окрашивание
ci+
ПЛамя
Кирпично
SrL+
ПЛамя
Карминово
8а 2 +
ПЛамя
Желто
SO/-
Выпадение белого осадка, не растворимо-
-
красное окрашивание
-
-
красное окрашивание
зеленое окрашивание
го В кислотах:
2+
SO/ + Ва
Си 2 +
= BaS041
Гидратированныеионы Cи~+ имеют голу-
Вода
бую окраску
Ag+
S~-
Выпадение чериого осадка: Pb~++S~'= PbS
С1-
Выпадение белого осадка, не растворимо-
го в НNО з, но растворимого в конц.
NН з * Н2 О :
Аg++СГ+АgС1!
АgСI+2(NНЗ*Н20)~[Аg(NНзЫ++С1+2Н2С
2+
.F·е
гексацианоферрат (Ш)
калия (красная кровя-
Выпадение синего осадка:
к' + Fe 2+ + [Fе(СN)6]З- = КFe[Fe(CN)6H
ная соль)
КзГFе(СNЫ
1)гексацианоферрат
Fe j+
-
(п) калия (желтая кро-
к' + FеЗ+t [Fe(CN)6]4- = КFe[Fe(CN)6H
вяная соль)
К з[Fе(СN)6]
2) роданид -
A1 j +
Выпадение синего осадка:
Появление ярко
ион
SCN
-
красного окрашивания
за счет образованиякомплексныхионов
Fe(NSC)2+, fе(NSС)2+И др.
щелочь
Выпадение осадка гидроксида алюминия
(амфотерные свойства
при приливании первых порций щелочи и
гидроксида)
его растворение при дальнейшем приливании
NH/
н'
(К"<Л" среда)
щелочь, нагрев
Запах аммиака: нн,' + он· -NНз i +Н2 О
Индикаторы:
лакмус,
красное окрашивание
метиловый
крвсное окрашивание
оранжевый
40
,
i
f
f
it
[
I
II
I
I
I
I
Ii
I
I
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Приложение
2
Тривиальные названня некоторых веществ, смесей и сплавов.
Использование
некоторых тривиальных
названий
неорганических ве­
ществ, их смесей и сплавов допускается (но не необязательно рекомендуется) в
научно-технической и научно-популярной литературе, лабораторной практике,
если эти названия не вызывают неправильного понимания текста.
Индивидуальные вещества
Название соединения
Формула
Название соедине-
Формула
ния
Аланат лития
(алюмогидрид лития)
Красная кровяная
Li[AIRtJ
К з[Fе(СN)6J
соль
Алюмокалиевые квасцы
КAJ(S04)2' 1 2H20
Кислота Каро
Аммонийная
ьпьью,
Карборунд
Баритовая селитра
Ва(NОЗ)2
Кремнезем
Берлинскаялазурь
КFe
Медный купорос
Бертолетова соль
ксю,
Мочевина
(NН2)CO
Боразол
В зN з Н6
Нашатырь
~CI
Веселящий газ
N 20
H 2S05
SiC
селитра
(турнбулева синь)
Гашеная известь
Гипосулъфит
Глаубеоова соль
Глинозем
Гремучая ртуть
Si02
CuS04' 5H20
Негашеная известь
СаО
Са(ОН)2
ПИтьевая сода
ььнсо,
Nа 2S2 0з'5Н 2О
Поваренная соль
NaCl
Na2S04,lOH20
Поташ
А12Оз
Преципитат
К2СОЗ
2Hg(CNO)2'H2O
СаНРО4·2Н2О
Сернистый газ
Едкий барит
Ва(ОН)2
Сода
Едкий натр
NaOH
Соль Мора
I (каустическая сода,
каустик)
802
Nа2СОз'lОН2С
(Nfu)2Fe(S0 4)2•
·6Н2О
Едкое кали
КОН
Сvлейма
Железный купооос
FeS04'7H2O
Сухой лед
Желтая кровяная соль
1Ч[Fе(СN)6РН 2О
Тиомочевина
(NН2)CS
Жженая магнезия
мю
Титановые белила
Тi0 2
Известковая селитра
Са(NОЗ)2'Н2О
Хромпик
K 2C r207
кно,
Цементит
He,Ne,Ar,Кr,Xe,
Цинковые белила
ZnO
(норвежская селитра)
Индийская селитра
!
llFelll(CN)6
(калийная селитра)
Инертные газы
HgC12
СО2 (тв)
I
Fез С
Ru
I
Кальцинированная сода
Nа2СОЗ
Чилийская селитра
NаNО з
Карбид кальция
СаС 2
Ювелирная бура
Na2B407'5H20
41
6
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Приложение
3
Смеси веществ
Название веществ
Алунд
Баритовавода -
Основные компоненты
Огнеупорный материал на основе А1 2О з
Насыщенный раствор едкого барита Ва(ОНЪ
Белильная известь
Смесь Са(СЮ)2,
Бордосская жидкость
Раствор медного купороса
CaC12 и Са(ОН)2
CuS04"SH 20
в известко
воммолоке
Бромная вода
Водный раствор брома (содержит НВrO и НВr)
Жавелевая вода
Водный раствор едкого кали КОН, насыщенный
хлором (содержит КСЮ и
KCl)
Жидкое мыло
Водный раствор силикатов натрия и калия
Известковая вода
Насыщенный водный раствор гашеной извести
Известковое молоко
Суспензия твердой гашеной извести Са(ОН)2 в из-
Са(ОН)2
вестковой воде
Купоросное масло
Техническая концентрированная серная кислота
H 2S04
Лабарракова вода
Водный раствор едкого натра NaOH, насыщенный
хлором (содержит NаСЮ и
Ляпис
Натронная известь
Смесь КNОз и
.
NaCl)
Ag NО з
Смесь гашеной извести Са(ОН)2 и едкого натра
NaOH
Нашатырныйспирт
Олеум
Концентрированныйводный раствор аммиака
Раствор SОз в серной кислоте (дымящая серная кислота, содержит H 2S20 7
Пергидроль
30%-ный водный раствор Н2О 2
ПЛавиковая кислота
Водный раствор НF
Сероводородная вода
Водный рас1;'ВОР
Синильная кислота
Водный раствор
Соляная кислота
Водный раствор НСl
Термин
Смесь порошка Аl и FеЗО4
Хлорная вода
Водный раствор хлора (содержит НСЮ и HCl)
Царская водка
Смесь
H 2S
HCN
1 объема концентрированной азотной кисло3 объемов концентрированной соляной
ты НNО з и
кислоты
42
I
I
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Приложение
Сплавы
Название сплава
Примерный химический состав (%)
Альмель
На основе Ni, содержит Аl
(1,8-2,5), Мп(1,8-2,2),
Si(O,85-2,О), иногда Fe (0,5)
Амальгамы
Hg с
металлами IA, ПА,
1Б
и
II Б
образованиеинтерметаллидов)
групп (возможно'
Барбиты:
оловянный
свинцовый
Бронзы
ДюралЮМИН (дюраль)
Инвар
Констант
Латуни
Манганин
Мельхиор
Монель-металл
Нейзильбер
Sn (82-84), Sb (l 0-12), Си (б)
80-80), Sb (1б-18), Си (2)
На основе Си, содержат Sn, AI, Ве, РЬ, Si и др,_
На основе Al, содержит Си, Mg, мn
Fе(БО), N((ЗМ, мn (0,5), С(0,5)
Си (БО), Ni (40)
Си с Zn (до 50), содержат Лl, Fe, МN, Ni, РЬ.
Си 83), мn (13), Ni (4)
Си с Ni (5 - 30), содержат Fe, МN,
Ni с Си (27 - 29), содержат Fe, Мп,
Си с Ni (5 - 35) и Zn (13-45)
РЬ
Нержавеющие стали:
хромоникелевая
Сг
хромистая
Сг 13- 27) остальное Fe с С (до 2)
Си с Ni (5 - 35), содержат Fe, МN, Zn
Никелин
(18), Ni (9)
остальное
Fe с С
(до
2)
Нихром
Ni б5 - 80), Сг (15) содержит Si, Al
WC (-90), Со (-10),
Платинородий
pt (90), Rh (l О)
Припой
Sn 30-70), остальное РЬ
Bi (50), РЬ (25), Sn (12,5), Cd (12,5)
РЬ 84), Sb (11-12), Sn (4-5)
IПобедит
Сплав Вуда
Типографическийсплав
43
4
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Приложение
5
р аспространенные минералы
I Название
Формула минерала
минерала
Формула
минерала
минерала
I
I
Азурит
олонь-зсссо,
Вульфенит
РЬ(Мо04)
Алебастр
мелкозернистый
Вюрщит
ZnS
Na (АlSi з08)
Галенит
(К,Nа)Аl з(SО4МОН)6
Галит
PbS
NaCI
Анатаз
по, (тетр.)
Галмей (благо-
Анортит
Са
Антимонит
SЬ 2S з
Апатит
Саs(РО4)з(С1,ОН,
Арагонит
Аргентит
гипс (см. ниже)
Альбит
Алунит
I
Название
(геке.)
I!
I
i
родный)
ZnСО з
Гаусманит
(Мn(1I)Мn 2 (Ш) )04
Гематит
Fе20з
Германит
FеS'2GеS2'ЗСU2S,
СаСО з (ромб.)
Гётит
Ag 2S
GeS2'4Ag2S, или
(Ag8Ge) з,
FeAsS
Гипс
или (FeCU6Ge2)S8
FeO(OR)
CaS04'2H20
Глёт
РЬО (тетр.)
Горный хру-
прозрачныйкварц
(A12Si208)
или мьо,
F)
i
Аргиродит
Арсенспирит
,
сталь
I
(см. ниже)
Аурипигмент
Аs 2S з
Графит
С (геке.)
Бадделеит
Zr02
Гринокит
CdS
Барит
вьзо,
Доломит
СаМg(СОзЪ
Бассанит
2CaS04'H20
Железный кол-
ем. ПИрит
i
чедан
Бастнезит)
сясолг (содержит
Ильменит
(ТiFе)Оз
и др. лантаноиды
Берилл
ВезАМSi6018)
Боксит
АIO(ОН), иногда
. Каинит
Каломель
ксьмезо-эн,о I
Hg2C12
А1 2О(ОН)4,
Брукит
по, (ромб.)
Кальцит
Бура
Nа2Вд7'lОН2О
Каменная соль
см. Галит
Ванадинит
РЬ s(V04)зСI
Каолин
Вивианит
FеЗ(РО4)2
Висмутин
вьз,
Кассигерит
Витерит
ВаСО з
Кварц
A14(Si40 10) (0Н)8
KCl'MgC1 2'6H2O
(содержит Rb +)
Sn02
Si02 (триг., геке.)
КА 1(S04)2'12H20
AgCl
Вольфрамит
r
t
А1 2Оз 'nН2О
Витлокит
I
' 8Н2О
Карналлит
Саз(Р04Ъ
(Мn, Fe)W0 4
Квасцы
Керартарит
44
СаСОз (геке.)
I
I
!
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Продолжение Пшил.
Название
Формула мине-
Название
Формула
минерала
5
минеnала
рала
минеnала
Киноваоь
HgS
CoAsS
(Nb 2Fe)06
Пирросидерит
см. Гётит
Пирротин
Fe0877S
АI 2О з
Полевой шпат
см. Альбит
ем. Гематит
Поллуцит
CsAl(Si 20 6)
Плавиковый шпат
см. Флюорит
Реальгап
Крокоит
Na;J"AlF61Si02 (тетр., куб.)
Pb(Cr04)
AS4S4
, Ксенотим
УР04 (содержит
Сасеолин
КVПDИТ
СиД
Серный колчедан
ем.Пирит
Магнезит
месо,
Сидерит
гесо,
(F e(II)F е2(Ш))04
Сильвии
КСl
ем. Пирротин
Сильвинит
(К, Na)Cl
сесо-ояонь
Слюда (калиевая)
КАI 2(АISiзО,о)(ОН,F)2
Смитеонит
см.Галмей
I
Кобальтин
Колумбит
Корунд
I
Красный желез-
Полевой шпат
(калиевый)
(натриевый)
.см, Ортоклаз
няк
Криолит
Кристобалит
Pvтил
лантаноиды)
r;гнетит (магнитный железняк)
Магнитный кол-
по, (тетр.)
В(ОН)з
-1
.'
чедан
Малахит
Массикот
I РЬО
(ромб.)
(благородный)
LiAl(Si206)
FeS *CU2S-SпS2,
или (FeCu2Sn)S4
Миниvм
см, Сурик
Сподvмен
Мирабилит
Na2S04 . IOH2O
Станнин
мез,
Стибнит
см. Антимонит
Стронцианит
в-со,
Сурик
(РЬ 2
Молибденит
Монацит
Навахоит
('Се,У)РО 4+тьыо,
V 20 s' Н2О
I
III
РЫУ)О4,
или РЬ з04
Нитоокалит
кно,
Сфалерит
Нитрокальцит
Са(NОЗ)2'Н2 0
с<Ьен
ZnS (КУб.)
СаТi(Si04 Ю
Нитронатрит
NaNОз (содержит
Тальковый шпат
см. Магнезит
Оливин
Оловянный
NаIO з)
7Mg, Fe)2Si04
I
Танталит
(Ta2МnII )04
см. Каееитерит
Тинкал
см. Бура
Si02 ' nН20
Титанит
см. Сфен
Триднмит
Si02(ромб.геке.)
WО з· Н 2О
камень
Опал
Ортоклаз
Перовекит
К(АlSiз08)
(СаТi)Оз
Тунгетит
Пирит
FclS 2)
Тяжелый шпат
см. Барит
Шиоолюзит
мьо,
Фенакит
ве-зю,
45
.
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Окончание Поил.б
Название
Формула мине-
Название
Формула
минеоала
пала
миневала
минеоала
СМ. Витлокит
Циркон
ZrSЮ 4
волокнистый
Шеелит (шеелев
Ca(W0 4)
Шёнит
Шпинель (благо-
K 2Mg(S04)2·6H20
(MgA12)04
ФоСФорит
.-
Халцедон
Хризоберилл
кварц (см. выше)
(FeIII CuI )S2
(BeA12 )04
Хризотил-асбест
Мg6(SiДll)(ОНk Н 2 0
Штольцит
РЬ (W04)
Хромит (хроми-
(Cr2III Fe)04
Эпсомит
МgS04·7H20
Целестин
SrS04
Яшма
СМ. Сфалевит
вю, nН2 0
Цинковая обманка
Халькопиоит
I
шпат)
родная)
етый железняк)
46
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Пособие для поступающих в вузы/под ред. г.п. Хомченко.
- 3-е изд. - М.: 000 «ИздательствоНовая волна», 1999.
3. Для школьников старших классов и поступающих в вузы:
\
\/
Теоретические основы. Вопросы. Задачи. Тесты: учеб. пособие;Р.А.
Лидин, В.А. Молочко, ЛЛ. Андреевагпод ред.Р.А. Лидина - М:
Дрофа, 2002.-576 с.
;
4.. Пособие по химии для поступающих в вузы. Программы.
Вопросы, упражнения, задачи. Образцы экзаменационных билетов:
учеб. пособие.
5.
-
М.: Высш.шк.,2001.-575 с.
Сборник конкурсных задач по химии для школьников и
абитуриентов. Экзамен
/ Н.Е.
Кузьменко, В.В. Еремин, С.С. Чуранов.;:
М: Издательский дом: «Оникс
6.
7.
Be~,2001.-576 с.
Пособие для учащихся старших классов и абитуриентов:
Вся химия в
4-е изд.
21
50
таблицах/ А.Ю. Стахеев; под ред. с.е. Бердоносоваг
М.: мирое, РОСТ,
2000.-64
с.
Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, фор­
мулах, химических реакциях /АЛ. Гаршин:-2-е изд, испр. и доп.­
СПб.: Лань,
2000 - 288
с.
47
1.
НАУЧНО-ИНФОРМАЦИОННЫЙ ЦЕНТР САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКОГО ГОСУДАРСТВЕННОГО ТЕХНОЛОГИЧЕСКОГО УНИВЕРСИТЕТА РАСТИТЕЛЬНЫХ ПОЛИМЕРОВ
Оглавление
ВВЕдЕНиЕ..................................................................
3
1. Классы неорганических соединений. .. . . . ... . .. . . . ... .. . . .. .. . ...
1.1. Степени окисления элементов в зависимости от положения
элементов в Периодической системе
.
2. Составление эмпирических и графических формул неорганических соединений
" ..
.. .. ..
2.1. Определение и классификация оксидов...........................
2.2. Гидроксиды.с....
2.2.1. Основания. Определение и классификация.....................
2.2.2. Кислоты. Определение и классификация........................
2.3.Соли. Определение и классификация
:.........
4
4
3.Связь между классами неорганических соединений......
4. Примеры типовых контрольных вопросов
6
6
10
11
15
23
33
и индивидуаль-
ных заданий по теме «Классы неорганических соединений и ответов 'на них»
о ••••••••••••••••.•.•••••.•••• о..
35
39
Приложение 1
;......
39
Приложение 2
','
' ~ .. .... .. ...
' 41
'. Приложение 3
~.. 42
Приложение 4.........................
43
Приложение 5
'
, ... . . . .. . ..
44
Библиографический список. .. . .. .. . .. . .. ... . . .. . .. . .. . .. . .. . .. .. . ... .. . 47
Приложения
о
•••
о
•••••••
о
•
•
•
••••• •
•
•
•
•• •
•
•
•
•• •
•
•• •• •
•• •
•
•
•
•
•
•••• •
•
•
•• •
•• •
•
•