ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Классификация веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO2, H2CO3, HCNи их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.

Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.

По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr2O3, K2O, CO2 и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные).

К несолеобразующим оксидам относятся: CO, NO, N2O.

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

CuO + 2HCl=CuCl2  + H2O,

MgO + CO2 = MgCO3.

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Na2O + H2O = 2NaOH,

CaO + H2O =Ca(OH)2.

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

a) CuO + 2HCl=CuCl2 + H2O;

б) CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2 +2KCl.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O,

CaO + CO2 = CaCO3.

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO2, N2O5, SiO2, CO2 и др., а также оксидытипичныхметаллов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8)-V2O5, CrO3, Mn2O7  и др..

Ряд кислотных оксидов (SO3 , SO2 , N2O3 , N2O5 , CO2 и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

SO 3 + H2O = H2SO4,

N2O5 + H2O = 2HNO3.

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , и др. ) получают косвенным путем. Например:

а) SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

 б) Na2SiO3 +2HCl= H2SiO3 + 2NaCl

Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

SnO + H2SO4 = SnSO4 + H2O,

SnO + 2KOH + H2O = K2[Sn(OH)4],

SnO + 2KOH = K2SnO2 + H2O[3].

Кчислуамфотерныхоксидовотносятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, Sb2O3, MnO2идр.

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов.

Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7– по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na2O, MgO – основные оксиды; Al2O3 – амфотерный; SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7– кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

4Fe + 3O2 = 2Fe2O3,

S + O2 = SO2.

2. Горение сложных веществ:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O,

2SO2 + O2 = 2SO3.

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

CaCO3® CaO + CO2,

Cd(OH)2® CdO + H2O,

H2SO4®SO3 + H2O.

Номенклатура оксидов

Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO2 – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na2O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO2 – диоксид углерода и т.д.

Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH.

Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований–NaOH, Ba(OH)2 и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO3, H3PO4, и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства– Zn(OH)2, Al(OH)3 и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи EO - H << EЭ - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу , т. е. разрушается связь О – Н.

ЭОН D ЭО-  + H+

Если EO-H>> EЭ – O,то диссоциация гидроксида протекает по основному типу , т. е. разрушается связь Э - O

ЭOHD Э+ + OH-

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах :

Эn+ + nOH-D Э(OH)n  = HnЭOnÛ nH+ + ЭОnn-

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH)2 – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH)3 – амфотерный гидроксид;

H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HСlO4 – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

Кислоты

Кислоты (с позиций теории электролитической диссоциации) – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионовводорода и анионов кислотного остатка.

Кислоты классифицируют:

- по силе (по способности к электролитической диссоциации): на сильные и слабые;

- по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли): на одноосновные, двухосновные, трехосновные;

- по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты: на кислородсодержащие и бескислородные.

Например, азотная кислота HNO3 – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H2S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H2SO4 + Cu (OH)2 = CuSO4 + 2H2O.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O,

H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.

3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Zn + 2HCl =ZnCl2 + H2­.

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Cu + 2HCl ≠.

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами  см. в разделе 11.

4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H2SiO3 H2O + SiO2.

5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

H2SO4конц+ NaClтв = NaHSO4 + HCl↑.

6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2

Номенклатура кислот

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о-, окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H2S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая; например, H2SO4 – серная кислота, HClO4 – хлорная кислота, H3AsO4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO3 - хлорноватая кислота), истая (HClO2 - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто- , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета- . Например :

P2O5 + H2O = 2HPO3 - метафосфорная кислота;

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 - ортофосфорная кислота.

Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH4OH).

Основания классифицируют:

-  по силе (по способности к электролитической диссоциации):на сильные и слабые;

- по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки): на однокислотные, двукислотные и т. д.;

- по растворимости: на растворимые основания – щелочи и нерастворимые.

Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH)2 – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:  

Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4¯ + H2O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O1,

2KOH + SnO + H2O = K2[ Sn(OH)4 ].

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2ZnO2 +2H2O2,

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[ Zn(OH)4 ]3.

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH)2 = CaO + H2O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Zn(OH)4] + H2

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды (гидраты амфотерных оксидов) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO22- + 2H+ DZn(OH)2DZn2+ + 2OH .

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O,

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 (реакция в расплаве),

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH)4] (реакция в растворе).

Номенклатура оснований.

Названия оснований строятся из слова “гидроксид” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH)3 - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

Соли

 С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Их рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.

При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H2SO4, H2SO3, H2S,H3PO4 и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)2,Ca (OH)2, Al (OH)3 и т. д.).Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. 

Примеры образования солей:

Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O,

CaSO4 (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O,

NaHSO4 (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu(OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

со щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu(OH)2↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑,

NaClтв + H2SO4конц = NaHSO4 + HCl↑;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH.

Cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO3 + NaCl = NaNO3+ AgCl↓,

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al (OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2.

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в «Ряду напряжений» правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO3 = CaO + CO2.

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO4 + 5H2O = CuSO4٭ 5H2O      ΔH<0

белого цвета    сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признакихимических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO4 + NaOH= Na2SO4 + H2O,

MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl2 = MgCl2 + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2.

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH)3 + 3HCl= FeCl3 + 3H2O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO3)2 + K2SO4 = BaSO4¯ + 2KNO3.

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

2K + S = K2S.

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO2 = CaCO3.

Номенклатура солей

Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солейобразуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная).Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. Например: SnS – сульфид олова (II), Na2Se – селенид натрия.

Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления («-ная» или «-овая» кислота) применяется окончание -ат. Например, соли азотной кислоты HNO3 называются нитратами, серной кислоты H2SO4– сульфатами, хромовой кислоты H2CrO4 – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента («...истая кислота») применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO2  называются нитритами, сернистой кислоты H2SO3 – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («-оватистая кислота»), ее анион получает приставку  гипо-  и окончание -ит. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO4 – перхлоратами, йодной кислоты HIO4 – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H2MnO4, хлорноватой HClO3 и йодноватой HIO3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na2HPO4 – гидроортофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH)2NO3 – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков

Название кислоты Формула кислоты Кислотный остаток Название кислотного остатка
Азотная HNO3 NO3 нитрат
Азотистая HNO2 NO2 нитрит
Бромоводородная HBr Br ‾ бромид
Йодоводородная HI I ‾ йодид
Кремниевая H2SiO3 SiO3 силикат
Марганцовая HMnO4 MnO4¯ перманганат
Марганцовистая H2MnO4 MnO42¯ манганат
Метафосфорная HPO3 PO3¯ метафосфат
Мышьяковая H3AsO4 AsO43¯ арсенат
Мышьяковистая H3AsO3 AsO33¯ арсенит
Ортофосфорная H3PO4 PO43¯ ортофосфат (фосфат)
Пирофосфорная H4P2O7 P2O74¯ пирофосфат (дифосфат)
Двухромовая H2Cr2O7 Cr2O72¯ дихромат
Родановодородная HCNS CNS¯ роданид
Серная H2SO4 SO42¯ сульфат
Сернистая H2SO3 SO32¯ сульфит
Сероводородная H2S S2- сульфид
Угольная H2СO3 СO32¯ карбонат
Фосфористая H3PO3 PO33¯ фосфит
Фтороводородная (плавиковая) HF фторид
Хлороводородная (соляная) HCl Cl¯ хлорид
Хлорная HClO4 ClO4¯ перхлорат
Хлорноватая HClO3 ClO3¯ хлорат
Хлористая HClO2 ClO2¯ хлорит
Хлорноватистая HClO ClO¯ гипохлорит
Хромовая H2CrO4 CrO42¯ хромат
Циановодородная (синильная) HCN CN¯ цианид


Дата: 2019-02-19, просмотров: 18.