Классы и номенклатура химических неорганических соединений

1.1. Основные понятия

Предметом химии как науки о веществах являются химические элементы и их соединения. Под веществами понимаются различные виды движущейся материи, обладающие массой покоя. Различают простые и сложные вещества. Простые состоят из атомов одного вида элементов, т.е. они одноэлементны. Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, т.е. они многоэлементны.

Химическим элементом называют вид атомов с определенным положительным зарядом ядра. Исходя из этого определения, простые вещества представляют собой формы существования элементов в свободном виде; каждому элементу соответствует, как правило, несколько простых веществ (аллотропных форм), которые могут отличаться по составу, например атомный кислород О, кислород О₂ и озон О₃, или по кристаллической решетке, например алмаз и графит для элемента углерод. Простые вещества могут быть одно- или многоатомными.

Сложные вещества иначе называют химическими соединениями. Этот термин означает, что вещества могут быть получены с помощью химических реакций соединения из простых веществ – химического синтеза или разделены на элементы в свободном виде (простые вещества) с помощью химических реакций разложения – химического анализа.

Пример. 2Hg + О₂ = 2HgO

простые вещества химическое соединение

Сложные вещества, образующиеся из простых веществ, не сохраняют химические свойства составляющих веществ.

Все химические элементы по их свойствам, т.е. свойствам свободных атомов и свойствам образуемых элементами простых и сложных веществ, делят на металлические и неметаллические элементы. Условно к неметаллам относят элементы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, F, Cl, Br, I, At, O, S, Se, Te, N, P, As, C, Si, B и H, а остальные элементы считаются металлами.

К общим физическим свойствам металлов относятся высокая, электропроводность, теплопроводность и повышенная способность к пластической деформации. Металлам присущ металлический блеск и непрозрачность. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии. Основным химическим свойством металлов является сравнительная легкость отдачи валентных электронов и переход в состояние положительно заряженных ионов. В результате этого металлы в своих соединениях проявляют только положительную окисленность.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, имеют низкую теплопроводность и электропроводность. Некоторые из них при обычных условиях газообразные. Неметаллы проявляют как положительную, так и отрицательную окисленность.

Сложные вещества делят на органические и неорганические. Органическими принято называть соединения углерода; все остальные вещества называют неорганическими (иногда минеральными).

Построение химических формул и названий неорганических веществ подчиняется системе номенклатурных правил. Каждое вещество изображается формулой, отражающей его состав. В соответствии с этой формулой строится систематическое название вещества, также отражающее его состав. Кроме систематических названий для распространенных и хорошо известных веществ используются традиционные и специальные названия, не отвечающие в полной мере составу вещества, но более краткие и удобные для применения.

1.2. классификациЯ неорганических веществ

Неорганические вещества разделяют на классы по следующим признакам.

1) по составу: - бинарные (двухэлементные) соединения,

- многоэлементные соединения;

- кислородсодержащие соединения,

- азотсодержащие соединения и т.д.

2) По функциональным признакам (по функциям, которые химические соединения осуществляют в химических реакциях):

- кислотно-основные функции,

- окислительно-восстановительные функции и т.д.

1.3. БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Простейшие бинарные соединения состоят из атомов двух элементов. К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов:

1) с кислородом – оксиды,

2) галогенами (F, Cl, Br, I) - галогениды или галиды,

3) азотом – нитриды,

4) углеродом – карбиды,

5) соединения металлических элементов с водородом – гидриды.

Бинарные соединения элементов с серой называют сульфиды, селеном – селениды, теллуром – теллуриды, фосфором – фосфориды, мышьяком – арсениды, сурьмой – стибиды, кремнием – силициды.

По функциональным признакам оксиды подразделяются на:

I- солеобразующие (Ia-основные, Ib–кислотные, Ic- амфотерные) оксиды;

II- несолеобразующие оксиды.

Ia. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. Например:

CaO+ 2HCl=CaCl₂+H₂O.

Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания. Например, CaO+ H₂O=Ca(OH)₂.

Ib. Кислотными называют оксиды, взаимодействующие с основаниями ( или основными оксидами) с образованием солей. Например:

CO₂ + Ca(OH)₂=CaCO₃ +H₂O.

Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Например, SO₃+ H₂O=H₂SO₄.

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

Ic. Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями. Например:

ZnO+2HCl=ZnCl₂+H₂O;

ZnO+NaOH+H₂O=Na₂[Zn(OH)₄].

К амфотерным оксидам, кроме ZnO, относятся, например, Al₂O₃, PbO₂, Cr₂O₃, SnO, SnO₂.

II. Несолеобразующие оксиды не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N₂O, NO, СО и некоторые другие оксиды.

1.4. МНОГОЭЛЕМЕНТНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды - вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Гидроксиды подразделяют на:

- основные гидроксиды, которые проявляют свойства оснований (NaOH, Ba(OH)₂ и т.п.);

- кислотные гидроксиды, которые проявляют свойства кислот (HNO₃, H₃PO₄ и т.п.);

- амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства (например, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Cr(OH)₃).

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемым по функциональным признакам, относят кислоты, основания, соли.

1.4.1. КИСЛОТЫ

С точки зрения теории электролитической диссоциации,

кислоты – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида – катионов водорода H⁺.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота ® Катион водорода + Анион кислотного остатка

Пример.

H₂SO₄ Û 2H⁺ + SO₄^2-.

Наиболее характерное свойство кислот – их способность реагировать с основаниями, с основными и амфотерными оксидами с образованием солей. Поэтому для кислот справедливо еще одно определение:

кислота – это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли.

Пример.

Mg +H₂SO₄=MgSO₄+ H₂.

Кислоты можно классифицировать:

1) по силе - сильные (важнейшие HNO₃, H₂SO₄, HCl),

-слабые;

2) по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты:

- кислородсодержащие кислоты (HNO₃, H₃PO₄),

- бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HCN);

3) по основности (т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли):

- одноосновные (HCl, HNO₃),

- двухосновные (H₂S, H₂SO₄),

-трехосновные (H₃PO₄) и т.д.

1.4.2.ОСНОВАНИЯ

С точки зрения теории электролитической диссоциации,

основания – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид-ионов ОH^-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание® Катион основания + Гидроксид-ион

Пример.

Na(OH)Û Na⁺ + OH^-.

Наиболее характерное свойство – их способность реагировать с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.

Примеры.

KOH+ HCl = KCl + H₂O.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

2NaOH + ZnO = Na₂ZnO₂ + H₂O.

Основания можно классифицировать:

1) по силе -сильные (все щелочи),

-слабые (Cu(OH)₂, Fe(OH)₂);

2) по кислотности –однокислотные (LiOH, KOH),

- двухкислотные (Ва(OH)₂, Fe(OH)₂) и т.д.

1.4.3. СОЛИ

С точки зрения теории электролитической диссоциации,

соли – это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Соль ® Катион основания + Анион кислотного остатка

Примеры.

Cr₂(SO₄ )₃Û 2Cr³⁺ + 3SO₄^2-.

NH₄NO₃ Û NH₄⁺ + NO₃^-.

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов ( или группы атомов, например NH₄) или как продукты замещениягидроксогрупп в основании кислотными остатками.

Классификация солей

1. Средние (или нормальные ) соли – получаются при полном замещении (атомов водорода в кислоте атомами металлов или гидроксогрупп в основании кислотными остатками).

Пример.

Ca(OH)₂+ H₂SO₄ = CaSO₄ +2H₂O.

CaSO₄ ( сульфат кальция ) - нормальная соль.

2. Кислые соли - получаются при неполном замещении атомов водорода в кислоте.

Пример.

KOH + H₂SO₄ = KH SO₄ + H₂O.

KH SO₄ (гидросульфат калия) – кислая соль.

Кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна или больше двух.

3. Основные соли – получаются при неполном замещении гидроксогрупп основания.

Пример.

Mg(OH)₂+ HCl = Mg(OH)Cl + H₂O.

Mg(OH)Cl (хлорид гидроксомагния) – основная соль.

Основные соли могут быть образованы только основаниями, содержащими не менее двух гидроксогрупп.

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называют двойными солями.

Пример: сульфат калия-алюминия KAl(SO₄ )₂*12H₂O.

Соли, образованные одним металлом и двумя кислотами называют смешанными солями.

Пример: хлорид-гипохлорит кальция СaCl(OCl) (или CaOCl₂)– кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HOCl) кислот.

1.5. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

1.5.1..СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

1)Получение щелочей:

1) Металл + вода 2Na+2H₂O=2NaOH+H₂.

Ba+2H₂O=2Ba(OH)₂+H₂.

2) Оксид + вода Li₂O+H₂O=2LiOH.

CaO + 2H₂O=2Ca(OH)₂.

3) Электролиз водных NaCl Û Na⁺ + Cl^-.

растворов солей щелочных

металлов

2) Получение нерастворимых в воде оснований:

Соль + щелочь CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂¯ +Na₂ SO₄,

Cu²⁺ + 2OH^-=Cu(OH)₂.

FeCl₂+2KOH=Fe(OH)₂¯ +2KCl,

Fe²⁺ + 2OH^-=Fe(OH)₂.

_{________________________________________________}

Исключение: Na₂CO₃+Ca(OH)₂=2NaOH+Ca(CO)₃ ¯.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КИСЛОТ

1) Получение кислородсодержащих кислот:

взаимодействие соответствующих SO₃+H₂O = H₂SO₄

ангидридов с водой N₂O₅+H₂O = 2HNO₃.

2) Получение некоторых кислородсодержащих кислот:

действие на неметаллы сильных 2P+5HNO₃+2H₂O = 3H₃PO₄+5NO

окислителей 3I₂+10HNO₃ = 6HIO₃+10NO+2H₂O.

3) Получение бескислородных кислот:

прямое взаимодействие элементов H₂+Cl₂=2HCl.

4)Общий способ:

реакция обмена между солью NaCl+H₂SO₄=HCl+NaHSO₄

1.5.3. СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ СОЛЕЙ

1) Из металлов:

-металлы с неметаллами Mg+Cl₂ =MgCl₂,

-металлы с кислотами Zn+H₂SO₄=ZnSO₄+H₂,

-металлы с cолями Cu+HgCl₂=CuCl₂+Hg.

2) Из оксидов:

-основные оксиды с кислотами CaO+2HCl= CaCl₂+H₂O,

-кислотные оксиды с основаниями CO₂+Ca(OH)₂= CaCO₃+H₂O,

-кислотные оксиды с основными CaO+CO₂=CaCO₃.

3) Реакция нейтрализации:

-кислота с основанием H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄ +2H₂O.

4) Из солей:

-соли с солями AgNO₃+NaCl=AgCl¯ +NaNO₃,

-соли c основаниями CuSO₄+2NaOH=Cu(OH)₂¯ +Na₂SO₄,

-соли c кислотами Na₂CO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+CO₂.

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 8 Следующая ⇒