Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реферат

На тему: «Основные классы неорганических соединений»

Содержание

Введение

1. Основные классы неорганических веществ

2. Простые вещества

3. Сложные вещества

3.1 Оксиды

3.2 Гидроксиды

3.3 Соли

3.4 Бинарные соединения

Список литературы

Введение

Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития и складывалась постепенно, начиная с первых опытов алхимиков, вплоть до наших дней, когда учёные-химики получили в своё распоряжение совершенные физические приборы для исследования состава, строения и взаимодействия веществ.

Классификация неорганических веществ базируется на их химическом составе - наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нём и в каком числовом отношении для их атомов. Символы и названия химических элементов приведены в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые - в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом вы периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIА-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Xe и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы He, Ne, Ar химически инертны).

1. Основные классы неорганических веществ

Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде. Все двух- и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе - химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями).

Классификация сложных веществ первых трёх классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространённого в природе элемента - кислорода, и на самом распространённом соединении кислорода - воде.

Первый класс сложных веществ - это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (-II); их общая формула Э_хО_у. К оксидам не относятся соединения кислорода с фтором (простейшее из них О^-IIF₂^-I), а также пероксиды и надпероксиды (Na₂O₂ , KO₂), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О₂^2- и О₂^-.

Второй класс сложных веществ - гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Н_хЭО_у), основные и амфотерные [M(OH)_n] гидроксиды, соответствующие кислотным, основным и амфотерным оксидам.

Третий класс сложных веществ - соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, имеющие общую формулу М_х(ЭО_у)_n и состоящих из катионов Мⁿ⁺ и анионов (кислотных остатков) ЭО_у^х-. Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона - двойными. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН- (иногда и ионов О^2-) - основными солями.

Четвёртый класс сложных веществ - бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трёх классов (оксиды - гидроксиды - соли). Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (-II) и не основана на соединении такого кислорода - воде. Фактически это обширный класс сложных неорганических веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.

Неорганические вещества - соединения, образуемые всеми химичес-кими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.

2. Простые вещества

Образованы атомами одного элемента. По химичес-ким свойствам делятся на металлы, неметаллы, амфигены, аэрогены.

Металлы - простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

IА-группа Li, Na, K, Rb, Cs

IIA-группа Mg, Ca, Sr, Ba

При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) - твёрдые вещества с характерным металлическим блеском. Большинство металлов имеют серебристо-белый цвет, хотя и есть исключения. Так медь - металл розово-красного цвета, золото - жёлтого. Многие физические свойства металлов изменяются в широких пределах. Например, осмий (самый тяжелый металл) имеет плотность в 42 раза большую, чем литий (самый лёгкий металл). В больших интервалах меняются температуры плавления металлов: наибольшая она у вольфрама (3420 ^оС), наименьшая - у ртути (-38,9^оС). Взаимодействуют с неметаллами с образованием бинарных соединений, то есть веществ, состоящих из двух элементов. Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний - при кипячении):

2М + 2Н₂О = 2МОН + Н_2(г) (М = Li, Na, K, Rb, Cs)

М + 2Н₂о = М(ОН)₂ + Н_2(г) (М = Mg, Ca, Sr, Ba)

Простые вещества элементов Cu, Ag, Ni также относят к неметаллам, так как у их оксидов CuO, Ag₂O, NiO и гидроксидов Cu(OH)₂, Ni(OH)₂ преобладают основные свойства.

Неметаллы. Простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:

VIIA-группа F₂, Cl₂, Br₂, I₂

VIA-группа O₂, S, Se

VA-группа N₂, P, As

IVA-группа С, Si

При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твёрдыми веществами (углерод, сера, фосфор). Неметаллы, находящиеся в твёрдом состоянии, как правило хрупкие. Характерными свойствами неметаллов являются низкие теплопроводность и электропроводность. Неметаллы образуют простые вещества, молекулы которых могут быть одноатомными (Не, Ne и другие благородные газы), двухатомными (Н₂, О₂, I₂), многоатомными (O₃, P₄, S₈), полимерными (S_х, Р_х). Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены. Амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены:

VII-группа Ве

VIБ-группа Cr

IIБ-группа Zn

IIIA-группа Al, Ga

IVA-группа Ge, Sn, Pb

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены. Благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA-группы: He, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицатель-ностью.

3. Сложные вещества

Образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам на: оксиды, гидроксиды, соли, бинарные соединения.

3.1 Оксиды

Оксид - это соединение какого-либо элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Оксиды делятся по составу и химическим свойствам на: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные, двойные) и несолеобразующие (пероксиды безразличные, солеобразные,).

Основные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Из типичных металлов только Li, Mg, Ca, Sr образуют оксиды Li₂О, MgО, CaО, SrО при сжигании на воздухе. Оксиды Na₂O, K₂O, Rb₂О, Cs₂О и Ва₂О получают другими способами. К основным оксидам относят также CuO, Ag₂O и NiO. Получение основных оксидов:

1) Окисление металлов

2Mg + O₂ = 2MgO

2Cu + О₂ = 2CuО

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na₂О, К₂О крайне труднодоступны.

2) Обжиг сульфидов

2СuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3) Разложение гидроксидов

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O (при t^o)

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4) Разложение солей кислородсодержащих кислот

ВаСО₃ = ВаО + СО₂ (при t^o)

4FeSO₄ = 2Fe₂O₃ + 4SO₄ + O₂ (при t^o)

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

[ZnOH]₂CO₃ = 2ZnO + CO₂ + H₂O

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

ВаО + SiO₂ = BaSiO₃

MgО + Al₂О = Mg(AlО₂)₂

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (при t^o)

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O (при t^o)

Кислотные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

4P + 5О₂ = 2Р₂О₅ (при t^o)

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂ (при t^o)

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

СО₂ + H₂O = H₂СО₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий, как ангидридов кислот - продуктов отщепления воды от соответствующих кислот => СО₂ - ангидрид угольной кислоты, а SO₃ - ангидрид серной кислоты. Из типичных неметаллов только S, Se, P, As, С, Si образуют оксиды SО₂, SeО₂, Р₂О₅, As₂О₃, СО₂, и SiО₂ при сжигании в воздухе. Остальные кислотные оксиды получают другими способами.

И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO₂ и CIO₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO₂ и CIO₂ реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а CIO₂ и с водой, образуя две кислоты:

2NO₂ + 2NаОН = NаNO₂ + NaNO₃ + Н₂О

2CIO₂ + 2NаОН(хол.) = NаCIO₂ + NаCIO₃ + Н₂О

2CIO₂ + Н₂О(хол.) = НCIO₂ + НCIO₃

Оксиды CrO₃ и Mn₂O₇ (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, щелочами:

Р₂О₅ + Al₂О₃ = 2AlРО₄ (при t^o)

Cа(OH)₂ + СО₂ = СаСО₃ + Н₂О

Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции:

СО₂ + С = 2СО

Амфотерные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Типичные амфигены (кроме Gа) при сжигании на воздухе образуют оксиды ВеО, Cr₂О₃, ZnО, Al₂О₃, GeО₂, SnО₂, PbО; амфотерные оксиды Ga₂О₃, SnО, PbО₂ получают другими способами. Обладают двойственной природой: они одновременно способны вступать в реакции, в которых выступают как основные, так и как кислотные оксиды, то есть реагируют как с кислотами, так и с щелочами:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3Н₂О

Al₂O₃ + 2NaOH + 3Н₂О = 2Na[Al(OH)₄]

неорганический амфиген оксид атом

К числу амфотерных оксидов относится оксид алюминия (III) Al₂O₃, оксид хрома (III) Cr₂O₃, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe₂O₃ и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н₂О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства).

Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворённых в ней солей

Cu²⁺ + Н₂О = Cu(OH)⁺ + H⁺

СО₃^2- + Н₂О = НСО₃^-- + ОН--

Двойные оксиды. Образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe^IIFe₂^III)O₄, (Pb₂^IIPb^IV)O₄, (MgAl₂)O₄, (CaTi)O₃

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца - при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды. Несолеобразующие оксиды - это оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов). К таким оксидам относятся: СО, NO, N₂O, SiO, S₂О и др.

Рассмотрим несолеобразующие оксиды на примере оксида углерода (II) СО - угарного газа. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. Оксид углерода является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами.

Пероксиды. Щелочные металлы образуют пероксидные соединения - соединения, в которых имеются химические связи кислород - кислород. Связь О - О не прочна, поэтому пероксиды неустойчивые соединения, легко разлагающиеся. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава Ме₂О₂ и надпероксиды МеО₂, где Ме - щелочной металл. Пероксиды щелочных металлов разлагаются водой с выделением кислорода:

2Na₂O₂ + 2H₂O = 4NaOH + O₂

Действием кислот на пероксиды щелочных металлов можно получить пероксид водорода:

Na₂O₂ + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + H₂O₂

3.2 Гидроксиды

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона ОН- даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Гидроксиды - соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O^-IIH, могут содержать также кислород O^-II. В гидроксидах

степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам на основные, кислотные и амфотерные.

Основные гидроксиды (основания). Образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

Ме₂О + Н₂О = МеОН (Ме = Li, Na, K, Rb, Cs)

МеО + Н₂О = Ме(ОН)₂ (Ме = Ca, Sr, Ba)

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки по правилу валентности с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Кислотные гидроксиды (кислоты). Образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

Состав	СО(ОН)2	NO2(OH)	РО(ОН)3	SO2(OH)2
Формула	Н2СО3	HNO3	Н3РО4	H2SO4

При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н⁺ (точнее Н₃О⁺) и следующие анионы, или кислотные остатки:

Кислота	Н2СО3	HNO3	Н3РО4	H2SO4
Кислотные остатки	НСО3- СО32-	NO3-	Н2РО4- НРО42- РО43-	SO42-

Кислоты HNO₃ и H₂SO₄ называются сильными, а Н₂СО₃ и Н₃РО₄ - слабыми. Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой. Исключение составляет SO₂. Ему в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO₂ ^. nН₂О («сернистая кислота H₂SO₃» не существует, но кислотные остатки HSO₃- и SO₃^2- присутствуют в солях). При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация, и образуются соответствующие кислотные оксиды. При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены по правилам валентности образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав заряд. Кислоты Н₂SО₄ и Н₃РО₄ в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO₃ в такие реакции не вступает). В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.

Амфотерные гидроксиды. Образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:

Ве(ОН)₂, Sn(ОН)₂, Zn(ОН)₂, Pb(ОН)₂, Al(ОН)₃, Cr(ОН)₃

Не образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные гидроксиды:

Ме(ОН)₂ = МеО + Н₂О (Ме = Ве, Sn, Zn, Pb)

Ме(ОН)₃ (-Н₂О) -- МеО(ОН) (-Н₂О) -- Ме₂О₃ (Ме = Al, Cr)

И с к л ю ч е н и е: для железа (III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа (III) Fe(ОН)₃» не существует (не получен). Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных оксидов; образуют два вида солей, в которых в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.

Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).

П р и м е р:

CrII	CrIII	CrVI
Cr(ОН)2 основной гидроксид	Cr(ОН)3, CrО(ОН) амфотерный гидроксид	Н2CrО4 хромовая кислота

3.3 Соли

Соединения, состоящие из катионов основных или амфотер-ных (в роли основных) гидроксидов и и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных срлей (см. выше), соли рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями.

Соли делятся на основные, средние, кислые, двойные.

Основные соли. Содержат гидроксогруппы ОН--, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO₃(OH), Ca₂SO₄(OH)₂, Cu₂CO₃(OH)₂, образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:

2Cu(OH) + Н₂СО₃ = Cu₂CO₃(OH)₂ + Н₂О

2Ni(OH)₂ + Н₂SО₄ = Ni₂SO₄(OH)₂ + Н₂О

Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:

СоNO₃(OH) + НNO₃ = Со(NO₃)₂ + Н₂О

Ni₂SO₄(OH)₂ + Н₂SO₄ = 2NiSO₄ + Н₂О

Большинство основных солей малорастворимы, в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:

2MgCl₂+ H₂O + 2Na₂CO₃ = Mg₂CO₃(OH)₂ + CO₂ + 4NaCl

Кислые соли. Кислые соли содержат кислые кислотные остатки, содержащие водород, НСО₃^-, Н₂РО₄^-, НРО₄^2-. Образуются при действии на основные или амфотерные или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

2NaOH + H₂SO_4(конц.) = NaНSO₄ + Н₂О

Zn(OH)₂ + 2H₃PO_4(конц.) = ZnHPO₄ + 2Н₂О

При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:

NaНSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + Н₂О

Pb(HSO₄)₂ + Pb(OH)₂ = 2PbSO₄ + Н₂О

Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСО₃ = К⁺ + НСО₃--)

Средние соли. Содержат средние кислотные остатки СО₃^2-, NO₃^-, PO₄^3-, SO₄^2- и др., например К₂СО₃, Mg(NO₃)₂ и др. если средние соли плучают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах, например, соль К₂СО₃ можно получить, если взять реагенты в соотношениях:

2КОН и 1Н₂СО₃, 1К₂О и 1Н₂СО₃, 2КОН и 1СО₂

Реакции образования средних солей:

Основание + Кислота = Соль и Вода

1а) Основной гидроксид + кислотный гидроксид = …

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О

1б)Амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид = …

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂О

1в) Основной гидроксид + амфотерный гидроксид = …

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlО₂ + 2Н₂О

Основной оксид + Кислота = Соль и Вода

2а) Основной оксид + кислотный гидроксид = …

Na₂О + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О

2б) Амфотерный оксид + кислотный гидроксид = …

Al₂О₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3Н₂О

2в) Основной оксид + амфотерный гидроксид = …

Na₂О + 2Al(OH)₃ = 2NaAlО₂ + 3Н₂О

Основание + Кислотный оксид = Соль и Вода

3а) Основной гидроксид + кислотный оксид = …

2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + Н₂О

3б) Амфотерный гидроксид + кислотный оксид = …

Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3Н₂О

3в) Основной гидроксид + амфотерный оксид = …

2NaOH + Al₂О₃ = 2NaAlО₂ + Н₂О

Реакция 1в, если она протекает в растворе, сопровождается образованием других продуктов - комплексных солей, например,

NaOH_(конц.)+ Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

Все средние соли в растворе - сильные электролиты (диссоциируют нацело).

Двойные соли. Двойные соли содержат два химически важных катиона; например СаMg(CO₃)₂, КАl(SO₄)₂, Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ и др. Многие двойные соли образуются в виде кристаллогидратов при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:

К₂SO₄ + MgSO₄ + 6H₂O = К₂Mg(SO₄)₂ ^. 6H₂O

Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями

3.4 Бинарные соединения

Бинарные соединения - это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).

Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация прорводится по виду аниона.

П р и м е р ы :

а)галогениды: OF₂, HF, KBr, PbI₂, NH₄Cl, BrF₃, IF₇

б)хальгогениды: H₂S, Na₂S, ZnS, As₂S₃, NH₄HS, K₂Se, NiSe

в)нитриды: NH₃, Li₃N, Mg₃N, AlN, Si₃N₄

г)карбиды: Be₂C, Al₄C₃, Na₂C₂, CaC₂, Fe₃C, SiC

д)силициды: Li₄Si, Mg₂Si, ThSi₂

е)гидриды: LiH, CaH₂, AlH₃, SiH₄

ж)пероксиды Н₂О₂, Na₂О₂, СаО₂

з)надпероксиды: НО₂, КО₂, Ва(О₂)₂

По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:

ковалентные: OF₂, IF₇, H₂S, Р₂S₅, NH₃, Н₂О₂

ионные: K₂Se, Mg₃N, Na₂О₂, СаО₂, CaC₂

Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами).

По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).

Бескислородные кислоты. Содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н⁺ и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространённые бескислородные кислоты - это HI, HBr, HCl, HF, HCN, H₂S, из них HF, HCN, H₂S - слабые кислоты, остальные - сильные.

Пример реакции солеобразования:

2H₂S + Ва(ОН)₂ = Ва(HS)₂ + 2НО₂

Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода, и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами HI, HBr, HCl в разбавленном растворе и вытесняют из них водород , например, Ве + 2HCl = ВеCl₂ + Н₂

2 Al + 6HI = 2AlI₃ + H₂

Бескислородные соли. Образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH₄⁺) и анионами (остатками) бескислородных кислот, например, AgCl, NaF, KBr, PbI₂ и др. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.

Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами - взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F₂, Cl₂, Br₂ и I₂ (в общем виде Г₂) и S (приведены реально протекающие реакции):

2Me + Г₂ = 2MeГ (Me = Li, K, Rb, Cs, Ag)

Me + Г₂ = MeГ₂ (Me = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2Me + 3Г₂ = 2MeГ₃ (Me = Al, Ga, Cr)

2Me + S = Me₂S (Me = Li, K, Rb, Cs, Ag)

Me + S= MeS (Me = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co, Fe,Ni)

2Me + 3S = Me₂S₃ (Me = Al, Ga, Cr)

Список литературы

1. Р. А. Лидин , Л. Ю. Аликберова «Химия для поступающих в ВУЗы» Издательство АСТ- ПРЕСС , Москва , 2002 г.

2. Н. Г. Хомченко «Общая химия» Издательство Новая волна, Оникс , С.- Петербург , 2001 г.

3. В. А. Володин «Энциклопедия по химии. Том 17.» Издательство Аванта+, Москва , 2001 г.

4. Э. Т. Оганесян «Руководство по химии» Издательство ВЫСШАЯ ШКОЛА , Москва , 1991 г.

5. Н. Е. Кузьменко , В.В. Еремин , В. А. Попков «Начала химии» Издательство ЭКЗАМЕН , ОНИКС 21 век , Москва , 2001 г.

Размещено на Allbest.ru

...