Лабораторная работа №1 Отметка о зачёте Классы неорганических веществ

Например: Ba (OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O

Ni (OH)₂ + 2 HNO₃ = Ni (NO₃)₂ + 2H₂O

Ni (OH)₂ + 2H⁺ = Ni²⁺ + 2H₂O

Например: Sn(OH)₂ + 2HCl = SnCl₂ + 2H₂O

хлорид олова

Sn (OH)₂ + 2H⁺ = Sn²⁺ + 2H₂O

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли.

Sn (OH)₂ + 2NaOH = Na₂Sn (OH)₄ тетра гидроксостаннит натрия

Sn (OH)₂ + 2OH^- = Sn (OH)₄^2-

Для поливалентных металлов характер гидроксидов изменяется аналогично изменению характера оксидов.

Например: +2 +3 +6

Cr (OH)₂ Cr (OH)₃ H₂CrO₄

HNO₃ = H⁺ + NO₃^- H⁺ + H₂O = H₃O⁺

гидроксоний-ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, определяют основность кислоты:

HCl, HNO_3, HBr - одноосновные кислоты

H₂SO₄, H₂CO₃ - двухосновные кислоты

Н₃РО₄, Н₃А_SO₄ - трехосновные кислоты

По химическому составу кислоты делятся на кислородсодержащие: H₂SO_3, HNO₃ и т.д. и бескислородные HCl, HCN, H₂S и др.

О силе кислот судят по степени их диссоциации. Сильные кислоты диссоциируют по схеме: HCl = H⁺ + Cl^- , слабые HCN  H⁺ + CN^-, причем многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂S  H⁺ + HS^- - I ступень диссоциации

HS^-  H⁺ + S^2- - II ступень диссоциации

Для определения относительной силы кислоты определяют рН раствора. С повышением степени окисления кислотообразующего элемента сила кислоты увеличивается.

усиление кислотных свойств →

Наиболее характерными реакциями для кислот являются реакции взаимодействия с металлами, основными оксидами, основаниями, солями.

Например: Са + Н₂SO₄ = CaSO₄ + H₂

CdO + 2HCl = CdCl₂ + H₂O

Fe (OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O