Основные классы неорганических соединений

Размещено на http://www.allbest.ru/

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

В настоящее время известно более 500 тысяч неорганических соединений, знать их формулы, названия, а тем более свойства практически невозможно. Для того чтобы легче ориентироваться в огромном многообразии химических веществ, все вещества разделены на отдельные классы, включающие соединения, сходные по строению и свойствам.

Первоначально все химические вещества делятся на простые и сложные.

Примером самой информативной классификации неорганических веществ является Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, в которой элементы классифицируются по числу валентных электронов, по типу симметрии атомных орбиталей в валентной оболочке атома, по максимально возможным положительным и отрицательным степеням окисления, по количеству энергетических уровней, по размерам атомных радиусов и т.д.

По составу вещества подразделяются на простые и сложные. Прочные вещества - это вещества образованы атомами одного химического элемента. Водород, кислород, аргон, бром, магний, азот, золото, алмаз - все это простые вещества. Наименьшие частицы простого вещества могут проедставлять собой один атом (молекулы инертных газов, например неона Ne, гелия Не, одноатомные), содержать два атома (двухатомные молекулы водорода H₂, кислорода О₂) и больше двух атомов (озон О₃, фосфор Р₄).

Названия простых веществ обычно совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Например, слово «кислород» может означать как химический элемент, так и простое вещество, поэтому необходимо уметь различать эти понятия.

Отличить понятия «химический элемент» и «простое вещество» можно при сравнении свойств простых и сложных веществ. Например, простое вещество - кислород - бесцветный газ, необходимый для дыхания, поддерживающий горение. Мельчайшая частица простого вещества кислорода - молекула, которая состоит из двух атомов. Кислород входит в состав оксида углерода и воды. Однако, в состав воды и оксида углерода входит химически связанный кислород, который не обладает свойствами простого вещества, в частности не может быть использован для дыхания. Например, рыбы дышат не химически связанным кислородом, входящим в состав воды, а свободным, растворенным в ней. Поэтому, когда речь идет о составе химических соединений, необходимо понимать, что в эти соединения входят не простые вещества, а атомы определенного вида, то есть соответствующие элементы.

Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы.

Помимо типичных металлов и неметаллов есть большая группа веществ, обладающая промежуточными свойствами, их называют металлоидами.

Сложными называют такие вещества, которые состоят из атомов разных химических элементов. Например, оксид кальция CaO, хлорид натрия NaCl, серная кислота H₂SO₄.

Сложные вещества подразделяются на четыре класса химических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли. Эта классификация разработана выдающимися химиками XVIII-XIX веков Антуаном Лораном Лавуазье, Михаилом Васильевичем Ломоносовым, Йёнсом Якобом Берцелиусом, Джоном Дальтоном.

Оксиды, основания, кислоты и соли - это важнейшие классы неорганических соединений. Зная особенности классов соединений, можно охарактеризовать свойства отдельных их представителей.

Оксиды

Оксиды - это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Состав оксидов выражается общей формулой:

где x - число атомов элемента, у - число атомов кислорода.

Числовые значения х и у определяется степенью окисления элементов.

Примеры формул оксидов: MgO, Na₂O, P₂O₅.

В названиях оксидов вначале указывают слово оксид в именительном падеже (от латинского названия кислорода «оксигениум»), а затем - название элемента в родительном падеже:

MgO - оксид магния, Al₂O₃ - оксид алюминия.

Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента в скобках римской цифрой указывается численное значение его степени окисления:

FeO - оксид железа (II) (читается: «оксид железа два»)

Fe₂O₃ - оксид железа (III) (читается: «оксид железа три»)

СО - оксид углерода (II) (читается: «оксид углерода два»)

СО₂ - оксид углерода (IV) (читается: «оксид углерода четыре»)

Оксиды

Классификация оксидов

Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Несолеобразующие оксиды - это оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни со щелочами и не образуют солей.

Солеобразующие оксиды - это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или щелочами с образованием солей и воды. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

По агрегатному состоянию оксиды делятся на твердые (CaO, MgO, SiO₂, P₂O₅), жидкие (SO₃, H₂O, Cl₂O₇) и газообразные ( CO₂, N₂O, NO, SO₂).

По растворимости в воде оксиды делятся на растворимые (основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, практически все кислотные оксиды(кроме SiO₂)) и нерастворимые ( все остальные основные оксиды, амфотерные оксиды, SiO₂).

Химические свойства оксидов

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые можно выразить следующей схемой:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Основные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +1 и +2 (исключение: BeO, ZnO, SnO, PbO).

Основные оксиды взаимодействуют:

1) с кислотами по схеме: Основный оксид + Кислота = Соль + Вода

MgO + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

2) с кислотными оксидами по схеме:

Основный оксид + Кислотный оксид = Соль

3K₂O + P₂O₅ = 2K₃PO₄

3) c водой взаимодействуют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов по следующей схеме: Основный оксид + Вода= Щелочь

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Кислотные оксиды - это оксиды, которым в качестве гидроксидов, соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды образуют все неметаллы независимо от степени окисления (исключение - несолеобразующие оксиды) и металлы в степни окисления + 5 и выше.

Кислотные оксиды взаимодействуют:

1) с основаниями, образуя соль и воду : Кислотный оксид + Основание = Соль + Вода

N₂O₅ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O

2) с основными оксидами, образуя соль:

Кислотный оксид + Основный оксид = Соль

CO₂ + MgO = MgCO₃

3) водой кислотные оксиды взаимодействуют с образованием кислот (исключение SiO₂):

Кислотный оксид + Вода = Кислота

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

Оксиды могут быть получены различными способами.

1) Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:

2Cu + O₂ = 2CuO 4P + 5O₂ = 2P₂O₅

2) Горением на воздухе сложных веществ ( при этом, как правило, образуются оксиды тех элементов, из которых состоит это сложное вещество).

СН₄ +2О₂= СО₂ + 2Н₂О

3) Разложением сложных веществ, например нерастворимых оснований:

Сu(OH)₂ > CuO + H₂O

некоторых кислот: H₂SiO₃ > SiO₂ + H₂O

некоторых солей: CaCO₃ > CO₂ + CaO

4) При восстановлении кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Сu + 2H₂SO_{4 (конц)} = СuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

10HNO_{3 (конц)} + 4Са = 4Ca(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

2HNO_{3 (разб)} + S = H₂SO₄ + 2NO

Идеальным амфотерным оксидом является вода Н₂О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид- иона (основные свойства).

Основания

Основания - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и гидроксо-групп, способных замещаться на металл Ме(ОН)_n, n- число гидроксо-групп. По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH - гидроксид натрия, КОН - гидроксид калия, Сu(OH)₂ - гидроксид меди (II).

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Растворимые основания (щелочи) измненяют окраску индикаиорап лакмус-синий, нерастворимые основания не изменяют оераску индикатора. Например, растворимые в воде сильные основания(щелочи) - LiOH - гидроксид лития, нерастворимые в воде слабые основания, например, Fe(OH)₂- гидроксид железа (II).Также, основания классифицируют по кислотности: однокислотные, например, NaOH, двухкислотные, например, Са(ОН)₂, трехкислотные, например, Fe(OH)₃. По степени электролитической диссоциации () основания делятся на сильные (NaOH, KOH), слабые (NH₄OH, Cu(OH)₂).

Все основания (гидроксиды металлов) - твердые вещества. Гидроксиды s-металлов бесцветны, гидроксиды многих d-металлов окрашены.

Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как растворимые, так и нерастворимые основания.

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂v + K₂SO₄

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃v + 2KOH

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ v+ Сl₂

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Общим химическим свойством растворимых и нерастворимых гидроксидов является их способность взаимодействовать с водой - вступать в реакцию нейтрализации.

NaOH + HNO₃= NaNO₃ + H₂O

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O

Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами.

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

Щелочи способны взаимодействовать с некоторыми неметаллами (галогенами, белым фосфором, кремнием):

2NaOH + Cl₂ = NaCl + NaOCl + H₂O ( на холоде)

6KOH + 3Cl₂ = KClO₃ + KCl + 3H₂O (при нагревании).

3KOH + 4P + 3H₂O = PH₃ + 3KH₂PO₂

2NaOH + Si + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

В отличие от щелочей, нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации, например:

Cu(OH)₂ > CuO + H₂O

Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре, т.е. являются неустойчивыми, например:

2СuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды, в которых d- металлы имеют низкие степени окисления, способны окисляться кислородом воздуха, например:

Mn(OH)₂ +O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄

Гидроксиды d- металлы вступают в реакции комплексоообразования:

Сu(OH)₂ + 4NH₃> Na₂[Cu(NH₃)₄]

Щелочи в отличие от нерастворимых оснований взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

2NaOH + Al₂O₃ + 3H₂O = 2K[Al(OH)₄]

2KOH + Zn(OH)₂ = K₂[Zn(OH)₄]

Растворы щелочей вступают в обменные реакции с солями, если в результате химической реакции образуется слабое основание или нерастворимая соль.

Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = 2H₂O + BaSO₄v

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂v + Na₂SO₄

NaOH + NH₄Cl = NaCl + NH₃ + H₂O

Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды.

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

Для щелочей характерны качественные реакции, т.е. реакции с помощью которых распознают вещества. Для щелочей это реакции с индикаторами (от лат слова «указатели). Если к раствору щелочи добавить 1-2 капли раствора индикатора, то он изменит свою окраску. Изменение окраски приведено в таблице:

Название индикатора	Окраска индикатора в нейтральной среде	Окраска индикатора в щелочной среде.
Лакмус	Фиолетовая	Синяя
Метиловый оранжевый (метилоранж)	Оранжевая	Желтая
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая

Атмосферные оксиды и гидроксиды

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. проявляют свойства как оснований, так и кислот.

Например: ZnO - Zn(OH)₂ - H₂ZnO₂

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al₂O₃, оксид хрома (III) Cr₂O₃, оксид бериллия BeO, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe₂O₃ и ряд других. Амфотерные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +3 и +4.

Амфотерные оксиды в зависимости от второго реагента проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов.

Проявляя свойства основные свойства, они взаимодействуют:

1) с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

2) с кислотными оксидами, образуя соль:

ZnO + CO₂ = ZnCO₃

Проявляя свойства кислотных оксидов, они взаимодействуют:

1) с основаниями (щелочами), образуя соль и воду:

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

(H₂ZnO₂) цинкат натрия

2)с основными оксидами, образуя соль:

ZnO + CaO = CaZnO₂

Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B₂O₃).

Состав и названия анионов, образующихся при реакции со щелочью амфотерных оксидов

неорганический оксид кислота основание

Амфотерный оксид	Анионы, образующиеся в растворе щелочи
	Формула	Название
ZnO	[Zn(OH)4]2	тетрагидроксоцинкат-ион
BeO	[Be(OH)4]2	тетрагидроксобериллат-ион
CuO	[Cu(OH)4]2	тетрагидроксокупрат-ион
PbO	[Pb(OH)3]	тригидроксоплюмбат(II)-ион
Cr2O3	[Cr(OH)6]3	гексагидроксохромат(III)-ион
Al2O3	[Al(H2O)2(OH)4][Al(OH)6]3	диакватетрагидроксоалюминат-ион, гексагидроксоалюминат-ион

Кислоты

Кислотами называют сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот: Н_хКО, где Н_х - атом водорода, а КО - кислотный остаток.

Как правило, кислотные остатки образуют элементы- неметаллы.

Кислотные остатки бывают:

А) простые - CI, S, Br

S

Кислоты- это электролиты, которые при электролитической диссоциации образуют в качестве катионов только ионы водорода.

HCl H⁺ + Cl^-

Существует несколько классификаций кислот. Поскольку существует несколько различных определений кислот, то их классификация и номенклатура являются весьма условными.

Кислоты классифицируются:

1) по основности: одноосновные (HCl, HCN, HNO₃); многоосновные: двухосновные, трехосновные и т.д. Основность кислот определяется количеством атомов водорода.

2) По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот:

Размещено на http://www.allbest.ru/

3) по степени диссоциации в водных растворах: сильные (HCl, HBr,HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₃, HClO₄) и слабые ( HF, H₂S, HNO₂, H₂SO₃ и др.).

Получение кислот
Кислород- содержащие кислоты	Кислотный оксид +	SO3+H2O=H2SO4 P2O5+3H2O=2H3PO4
	Неметалл+сильный окислитель	P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO
	Cоль+ менее летучая кислота	NaNO3+H2SO4=HNO3+NaHSO4
Бескислород- содержащие кислоты	Водород+неметалл	H2+Cl2=2HCl
	Cоль+менее летучая кислота	NaCl+H2SO4=2HCl+NaHSO4

Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н⁺ (иногда иона гидроксония Н₃О⁺), и специфические, т.е. характерные для конкретных кислот.

Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны, вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными частицами или нейтральными частицами, имеющими неподеленные пары электронов(кислотно-основное взаимодействие).

К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:

Zn + H₂SO₄= ZnSO₄+H₂

К кислотно-основному типу относятся реакции с основными оксидами и основаниями, например:

2HCl+CaO=CaCl₂+H₂O

H₂SO₄+Ca(OH)₂=CaSO₄+2H₂O

Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями. Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:

2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂ + 2KCl + 2MnCl₂+ 8H₂O

H₂S + Br₂ = S + 2HBr

Кислородсодержащие кислоты могут окисляться, только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:

Н₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = H₂SO₄ + 2HCl

Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления (S⁶⁺,N⁵⁺, Cr⁶⁺), проявляют свойства сильных окислителей ( Н₂SO₄ является сильным окислителем только при высокой концентрации):

Сu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3P + 5HNO₃ +2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO

Кислоты могут взаимодействовать с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество:

H₂SO₄+BaCl₂=BaSO₄ v + 2HCl

2HCl+Na₂CO₃=2NaCl+H₂O+CO₂

Слабые кислоты легко разлагаются : Н₂SiO₃=H₂O+SiO₂

Кислоты можно распознавать с помощью индикаторов.

Название индикатора	Окраска индикатора в нейтральной среде	Окраска индикатора в кислой среде
Лакмус	Фиолетовая	Красная
Метиловый оранжевый (метилоранж)	Оранжевая	Красно-розовая
Фенолфталеин	Бесцветная	Бесцветная

Соли - это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков.

На рисунке изображена классификация солей.

Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные. В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла, в кислых солях они замещены частично, а в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Соли представляют собой ионные соединения, и их названия строятся по названиям катионов и анионов. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс-ид, например хлорид натрия NaCl, сульфид меди (II) СuS.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание - ат для высших степеней окисления,-ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер- ): карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (III) Fe₂(SO₄)₃, сульфит железа (II) FeSO₃, гипохлорит натрия NaClO, хлорит калия KClO₂, хлорат калия KClO₃, перхлорат калия KClO₄, перманганат калия KMnO₄, дихромат натрия Na₂Cr₂O₇.

Соли тесно связаны со всеми классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Рассмотрим способы получения средних солей. Средние соли образуются при взаимодействии:

1) Оснований с кислотами (реакция нейтрализации):

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O

2) Кислот с основными оксидами:

Н₂SO₄ + MgO = MgSO₄ + H₂O

3) Солей с кислотами:

MgCO₃ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂ + H₂O + CO₂

4) Двух различных солей:

AgNO₃ + KCl = AgCl + KNO₃

5) Солей с кислотными оксидами (кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся в ходе реакции):

CaSO₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + SO₂

6) Оснований с кислотными оксидами:

6NaOH + P₂O₅ = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

7) Оснований с солями:

3NaOH + FeCl₃ = 3NaCl + Fe(OH)₃v

8) Основных оксидов с кислотными:

СаО + SiO₂ = CaSiO₃

9) Металлов с неметаллами:

2K + Cl₂ = 2KCl

10) Металлов с кислотами:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂

11) Металлов с солями:

CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cuv

12) Амфотерных металлов с расплавами щелочей:

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂

13) Неметаллов со щелочами. Галогены(кроме фтора) и сера взаимодействуют со щелочами, образуя две соли - бескислородной и кислородсодержащей кислот:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O

14) Неметаллов с солями:

Cl₂ +2KI = KCl + I₂

15) При нагревании некоторых солей кислородсодержащих кислот образуются соли с меньшим содержанием кислорода или вообще не содержащие его:

t

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

t,MnO₂

2KClO₃ =2KCl +O₂

Список использованной литературы

1. Кузьменко Н.Е.и др. Химия. Для школьников ст. кл. и поступающих в вузы: учеб. Пособие/Н.Е.Кузьменко, в.В.Еремин, В.А.Попков. М.:Дрофа, 1999. 544 с.

2. Новошинский И.И., Новошинская Н.С. Химия. Учебник 10 класса общеобразовательных учреждений. Профильный уровень. М.: ООО ТИД «Русское слово». 2008. 4254 с.

3. Егоров А.С., Аминова Г.Х. Экспресс -курс неорганической и органической химии. Для поступающих в ВУЗы. Ростов н/Д изд-во «Феникс», 2002. 336 с.

4. Савинкина Е.В. Химия. Экспресс- диагностика. М.: национальное образование, 2012. 144 с.

5. Хомченко Г. П., Цитович И. К., Неорганическая химия, М., Высшая Школа, 1978.

Размещено на Allbest.ru

...