«Классификация и номенклатура неорганических соединений»

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления (– 2).

При написании формулы оксида символ элемента, образующего оксид, ставится на первое место, а кислорода – на второе. Общая формула оксидов: ЭхОу.

Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2О2, проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу –О–О–). Например, пероксид натрия Na2O2 (Na–O–O–Na), а оксид натрия Na2O (Na–O–Na). В пероксидах степень окисления кислорода равна (–1). Так, в пероксиде бария BaO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода –1.

Названия оксидов

Названия оксидов в соответствии с номенклатурными правилами образуются из слова «оксид» и названия оксидообразующего элемента в родительном падеже , например, СаО – оксид кальция, К2О – оксид калия.

В случае, когда элемент обладает переменной степенью окисления и образует несколько оксидов, после названия этого элемента указывают его степень окисления римской цифрой в скобках, или прибегают к помощи греческих числительных (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Например,

VO – оксид ванадия (II) или монооксид ванадия;

V2O3 – оксид ванадия (III) или триоксид диванадия;

VO2 – оксид ванадия (IV) или диоксид ванадия;

V2O5 – оксид ванадия (V) или пентаоксид диванадия.

Классификация оксидов

По реакционной способности оксиды можно разделить на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды. Получение основных оксидов и их химические свойства

Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na2O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2.

Получение основных оксидов

1. Взаимодействие металла с кислородом. Например: 4 Li + O2 → 2 Li2O.

2. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, оснований. Например:

.

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой. По отношению к воде основные оксиды делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые – это оксиды щелочных металлов () и щелочноземельных металлов (). Растворяясь в воде, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуют растворимые в воде основания, называемые щелочами. К нерастворимым в воде относятся оксиды остальных металлов. Например:

Na2O + H2O → 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Например:

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными, образуя при этом соль. Например:

СаO + SO3 → CaSO4

Кислотные оксиды. Получение кислотных оксидов

и их химические свойства

Кислотными называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2, P2O5, SO3 являются кислотными оксидами, так как им соответствуют кислоты H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Получение кислотных оксидов

1. Горение неметалла. Например: S + O2 → SO2;

2. Горение сложных веществ. Например: СН4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2О;

3. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, гидроксидов. Например:

;

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой. Большинство кислотных оксидов непосредственно реагируют с водой, образуя при этом кислоту. Исключения составляют лишь оксиды кремния (SiO2), теллура (TeO2, TeO3), молибдена и вольфрама (MoO3, WO3). Например:

СO2 + H2O ↔ Н2СО3

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Например:

SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя при этом соль. Например:

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

4. Летучие кислотные оксиды способны вытеснять более летучие из их солей. Например, нелетучий кислотный оксид кремния (IV) вытесняет летучий кислотный оксид СО2 из его соли СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2­.

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами.

1. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами. Например:

Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями. Например:

Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными и кислотными оксидами.

Al2O3 + 3 SO3 https://pandia.ru/text/78/037/images/image008_73.gif" width="43" height="29 src="> 2 NaAlO2

Гидроксиды – это сложные многоэлементные химические соединения, в состав которых входят атомы какого-либо элемента, кислорода и водорода. Химический характер гидроксидов определяется свойствами соответствующих им оксидов. Поэтому гидроксиды делятся на три большие группы:

1. Гидраты кислотных оксидов, называемые кислотами, например, H2SO4.

2. Гидраты основных оксидов, называемые основаниями, например, Ba(OH)2.

3. Гидраты амфотерных оксидов, называемые амфотерными гидроксидами, например, Be(OH)2.

Основания

Основания – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона металла (или иона аммония NH4+) и гидроксогруппы ОН–.

Названия оснований

Общая формула оснований: Мe(ОН)n. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называют едким натром, гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеной известью, КОН – едким кали.

Число ОН– -групп, содержащихся в молекуле основания, определяет его кислотность. По этому признаку основания делятся на однокислотные (КОН), двухкислотные (Cu(OH)2), трехкислотные (Cr(OH)3).

Гидроксиды, растворимые в воде, называют щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Способы получения щелочей и оснований

1. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

2Na + 2Н2O → 2NaOH + H2­

2. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

Na2O + H2O → 2NaOH

3. Щелочи можно получить электролизом водных растворов соответствующих солей (Например, гидроксид натрия можно получить электролизом раствора соли NaCl).

2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2­ + Cl2­

Катод: 2 H2O + 2e– → H2 + 2 OH–

Анод: 2 Cl– – 2e– → Cl2

4. Малорастворимые или нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия растворов соответствующих солей с растворами щелочей. Например:

Химические свойства оснований

Основания в большинстве случаев представляют собой твердые вещества. По отношению к воде их модно разделить на две группы: растворимые в воде – щелочи и нерастворимые в воде. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: лакмуса в синий цвет, фенолфталеина – в малиновый, метилового оранжевого – в желтый цвет.

1. Электролитические свойства оснований. Одно из наиболее характерных свойств оснований – электролитическая способность к диссоциации в жидком состоянии. При диссоциации основания образуется гидроксогруппа ОН– и основной остаток – катион.

Диссоциация оснований, содержащих одну гидроксогруппу ОН–, протекает в одну ступень:

КОН ↔ К+ + ОН–.

Основания, содержащие несколько гидроксогрупп в молекуле, диссоциируют ступенчато, с постепенным отщеплением ионов OH–.

Катион, образующийся после отщепления от молекулы гидроксида одной или несколько гидроксид-ионов, называется основным остатком. Количество основных остатков, соответствующих данному гидроксиду, равно числу гидроксогрупп OH– в составе молекулы гидроксида.

Название основного остатка образуется из русского названия металла в составе остатка с добавлением слова «ион». Если остатки содержат одну или две гидроксогруппы, к названию металла добавляются приставки «гидроксо» или «дигидроксо».

Например: Fe(OH)3 « OH– + Fe(OH)2+ дигидроксожелезо (III)-ион

Fe(OH)2+ « OH– + FeOH2+ гидроксожелезо (III)-ион

FeOH2+ « OH– + Fe3+ железо (III)-ион

С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие свойства оснований (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены наличием гидроксид-ионов в их составе.

2. Взаимодействие с кислотами. Это реакция нейтрализации, приводящая к образованию соли и воды:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.

4. Щелочи взаимодействуют с растворами солей. Данное взаимодействие осуществляется, если после реакции образуются труднорастворимые или слабые основания. Например:

2 КОН + CuSO4 → Cu(OH)2¯ + K2SO4.

5. При нагревании нерастворимые основания разлагаются на оксид и воду. Например:

2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3 H2O.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерность гидроксидов понимается как способность плохо растворимых гидроксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от характера кислотно-основного взаимодействия. Амфотерными являются следующие гидроксиды: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 и др.

Формула амфотерного гидроксида, как правило, записывается по формуле основания Ме(ОН)n, но ее можно представить и в виде кислоты НnMеOm. Например, Zn(OH)2 – гидроксид цинка или H2ZnO2 – цинковая кислота; Al(OH)3 – гидроксид алюминия или НAlO2 – метаалюминиевая кислота (Н3AlO3 – ортоалюминиевая кислота).

Химические свойства амфотерных гидроксидов

В силу своей двойственности амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

1. При взаимодействии с сильными кислотами образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.

2. При взаимодействии с сильными основаниями (щелочами) образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства и в уравнении должна быть использована его кислотная форма.

H2ZnO2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O

цинкат натрия

НAlO2 + NaOH NaAlO2 + H2O (сплавление)

метаалюминат натрия

3. С водными растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют комплексные соединения:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Амфотерные гидроксиды – нерастворимые соединения. Получение амфотерных гидроксидов возможно лишь косвенно – путем взаимодействия щелочей с солями соответствующих металлов.

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Кислоты

Кислоты – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона водорода Н+ и аниона кислотного остатка.

Названия кислот

В общем виде формула кислоты записывается как НmЭ или НmЭОn, где Э – кислотообразующий элемент.

По химическому составу, а именно по отсутствию или наличию атомов кислорода в молекулах, кислоты делятся на кислородсодержашие (H2SO4, HNO3) и бескислородные (H2S, HF, HCl).

Кислоты имеют традиционные и систематические названия, составляемые по номенклатурным правилам ИЮПАК для сложных соединений.

Традиционное название кислоты складывается из двух слов. Первое слово – прилагательное с корнем от русского названия кислотообразующего элемента, второе – слово «кислота», например, серная кислота, азотная кислота. В названиях кислородосодержащих кислот для обозначения степени окисления кислотообразующего элемента используются следующие суффиксы:

–н, –ов, –ев – (высшая или любая единственная степень окисления), как HClO4 – хлорная, H2SO4 – серная, HMnO4 – марганцовая кислота; H2SiO3 – метакремниевая кислота.

–новат – (промежуточная степень окисления +5), как HClO3 – хлорноватая, HIO3 – йодноватая, H2MnO4 – марганцоватая кислота.

–овист, –ист – (промежуточная степень окисления +3, +4), как H3AsO3 – ортомышьяковистая кислота; HClO2 – хлористая; HNO2 – азотистая.

–новатист – (низшая положительная степень +1), как HClO – хлорноватистая.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляют префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НРО3 – метафосфорная кислота, Н3РО4 – ортофосфорная кислота (степень окисления фосфора равна +5).

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием «о» и прибавлением слова водородная:

HF – фтороводородная или плавиковая кислота

HCl – хлороводородная или соляная кислота

Названия кислот и кислотных остатков

Название кислоты

Кислотный остаток

Название

Азотистая

Нитрит-ион

Нитрат-ион

Ортоборная

Ортоборат-ион

Метакремниевая

Метасиликат-ион

Марганцовая

Перманганат-ион

Ортомышьяковая

Ортоарсенат-ион

Ортомышьяковистая

Ортоарсенит-ион

Сульфат-ион

Сернистая

Сульфит-ион

Сероводородная

Сульфид-ион

Тиосерная

Тиосульфат-ион

Угольная

Карбонат-ион

Метафосфорная

Метафосфат-ион

Ортофосфорная

Ортофосфат-ион

Двуфосфорная

(пирофосфорная)

Дифосфат

(пирофосфат)

Фосфористая

Фосфит-ион

Перхлорат-ион

Хлористая

Хлорит-ион

Хромовая

Хромат-ион

Хлороводородная

Хлорид-ион

Бромоводородная

Бромид-ион

Иодоводородная

Иодид-ион

Уксусная

Ацетат-ион

Циановодородая

Цианид-ион

Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой. Например:

SO2 + H2O → H2SO3

Исключение составляют SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, которые с водой не взаимодействуют.

2. Если кислотный оксид не растворим в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3¯

3. Бескислородные кислоты получают путем взаимодействия неметаллов с водородом с последующим растворением продуктов в воде. Например:

Н2(г) + Cl2(г) → 2 HCl(г)

Химические свойства кислот

Кислоты представляют собой жидкости (Н2SO4, HNO3) или твердые вещества (H3PO4). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Водные растворы кислот имеют кислый вкус и изменяют цвет индикаторов: лакмусу придают красный цвет, метиловому оранжевому – розовый.

1. Электролитические свойства кислот. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, диссоцирующие в водных растворах с образованием ионов водорода Н+, которыми обусловлены все общие свойства кислот (кислый вкус растворов, окрашивание лакмуса в красный цвет, взаимодействие с металлами и т. д.).

Число ионов водорода кислоты, способных замещаться на катионы металлов, определяет основность этой кислоты и число ступеней диссоциации. Так HCl, H2SO4, H3PO4 – пример одно-, двух - и трехосновных кислот.

Диссоциация одноосновной хлороводородной кислоты HCl происходит в одну ступень:

HCl « H+ + Cl–

Ей соответствует один кислотный остаток – хлорид-ион Cl–.

Угольная кислота, являясь двухосновной кислотой, диссоциирует в две ступени с образованием кислотных остатков:

Н2СО3 « Н+ + НСО3– гидрокарбонат-ион

НСО3– « Н+ + СО32– карбонат-ион

Ортофосфорная кислота Н3РО4 диссоциирует в три ступени с образованием трех кислотных остатков:

Н3РО4 « Н+ + Н2РО4– дигидроортофосфат-ион

Н2РО4– « Н+ + НРО42– гидроортофосфат-ион

НРО42–« Н+ + РО43– ортофосфат-ион

Если кислотный остаток содержит один водород-ион, то к его названию прибавляется приставка «гидро», если два водородных иона– «дигидро».

2. Взаимодействие с основаниями, в результате образуется соль и вода.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Взаимодействие с основными оксидами.

2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O

4. Взаимодействие с солями. Кислоты вступают в реакцию с солями, если в результате ее образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 HCl

4. Взаимодействие кислот с металлами (с образованием соли и выделением водорода).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2­

Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал больше водорода, с кислотами не взаимодействуют. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой, концентрированной и разбавленной азотной кислотой водород не выделяется.

Соли

Соли – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катионов основных остатков и анионов кислотных остатков.

Формулы и названия солей

Состав соли описывается формулой, в которой на первое место ставится формула катиона, а на второе – формула аниона. Названия солей образуются от названия кислотного остатка (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном падеже), входящих в состав соли. Степень окисления металла, образующего катион, указывается римскими цифрами в скобках, если это необходимо. Например, K2S – сульфид калия, FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III).

Анион бескислородной кислоты имеет окончание «ид». Например, FeCl3 – хлорид железа (III).

Названия кислых солей образуются также, как и средних, но при этом к названию аниона добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и. т.д. Например: Fe(HSO4)3 – гидросульфат железа (III), NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей образуются также, как и средних, но при этом к названию катиона добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие гидроксогрупп, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и. т.д. Например: (CuOH)2CO3 – карбонат гидроксомеди (II), Fe(OH)2Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).

Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли не содержат в молекуле ни атомов водорода, ни гидроксогрупп. Они диссоциируют практически полностью (не ступенчато), образуя катионы металла и анионы кислотного остатка:

K2S « 2 K+ + S2–

AlCl3 « Al3+ + 3 Cl–

Средние соли можно получить при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или при полном замещении гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. Например:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H2O

Кислые соли – это соли, кислотный остаток которых содержит в своем составе водород, например, KHS, Fe(HSO4)3. Такие соли диссоциируют ступенчато. Вначале (по I ступени) происходит полная диссоциация соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

KHS « K+ + HS– (полная диссоциация)

Затем кислотный остаток диссоциирует в меньшей степени (частично), ступенчато отщепляя катионы водорода:

HS– « H+ + S2– (частичная диссоциация)

По своим свойствам кислые соли являются промежуточными соединениями межу средними солями и кислотами. Так же, как кислоты, они обычно хорошо растворимы в воде и способны к реакции нейтрализации.

Кислые соли образуются только многоосновными кислотами в случае неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла (избыток кислоты). Например:

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O

гидросульфат натрия

Одноосновные кислоты (HCl, HNO3) кислых солей не образуют.

Основные соли – это соли, катионы которых содержат одну или несколько гидроксогрупп, например, (CuOH)2CO3, (FeOH)Cl2.

Основные соли так же, как и кислые, диссоциируют ступенчато. По I ступени идет полная диссоциация на катионы основного остатка и анионы кислотного, а затем идет частичная диссоциация основного остатка. Например, карбонат гидроксомеди (II) полностью диссоциирует по первой ступени:

(CuOH)2CO3 « 2 CuOH+ + CO32–, (полная диссоциация)

затем основный остаток частично диссоциирует как слабый электролит на ионы:

CuOH+ « Cu2+ + OH– (частичная диссоциация)

Как правило, основные соли малорастворимы и при нагревании разлагаются с выделением воды.

Основные соли образуются только многокислотными основаниями в случае неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки (избыток основания). Например:

Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

хлорид гидроксомагния

Получение солей

Средние соли могут быть получены при взаимодействии веществ:

1. металла с неметаллом. Например:

2. металла с кислотой. Например:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2­

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

3. основного оксида с кислотой. Например:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

4. кислотного оксида с основаниями. Например:

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

5. основания с кислотой (реакция нейтрализации). Например:

Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O

6. двух различных солей. Например:

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 NaCl

7. щелочей с солями. Например:

3 KOH + FeCl3 → 3 KCl + Fe(OH)3¯

8. вытеснение пассивного металла из раствора его соли более активным металлом (в соответствии с рядом напряжений металлов). Например:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. взаимодействием кислотного оксида с основным. Например:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Кислые соли могут быть получены:

1. при взаимодействии снования с избытком кислоты или кислотного оксида. Например:

Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HSO4)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3)2

2. при взаимодействии средней соли с кислотой, кислотный остаток которой входит в состав этой соли. Например:

PbSO4 + H2SO4 → Pb(HSO4)2

Основные соли получаются:

При взаимодействии кислоты с избытком основания. Например:

HCl + Mg(OH)2 → MgOHCl + H2O

При взаимодействии средней соли со щелочью:

Bi(NO3)3 + 2 NaOH → Bi(OH)2NO3 + 2 NaNO3

Кислые или основные соли образуются при гидролизе средних солей:

Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH

Al2(SO4)3 + H2O → 2 AlOHSO4 + H2SO4

Химические свойства солей

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Hg

Соли взаимодействуют со щелочами. Например:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Соли взаимодействуют с кислотами:

CuSO4 + H2S → CuS¯ + H2SO4

Многие соли взаимодействуют между собой:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3¯ + 2 NaCl

При составлении химический уравнений реакций нужно помнить, что реакция протекает, если один из образующихся продуктов выпадает в виде осадка, выделяется виде газа или представляет собой малодиссоциированное соединение.

Превращение кислых и основных солей в средние

1. Взаимодействие кислой соли с гидроксидом того же металла:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O

2. Взаимодействие кислой соли с солью того же металла, но другой кислоты:

KHSO4 + KСl → K2SO4 + HCl

3. Термическое разложение кислых солей:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2­ + H2O

4. Взаимодействие основной соли с соответствующей кислотой:

2 FeOHSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 H2O

Степень окисления

При классификации различных веществ, составления формул химических соединений и описании их свойств используется характеристика состояния атомов элементов – степень окисления. Степень окисления – это количественная характеристика состояния атома элемента в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле химического соединения, вычисленный исходя из предположения, что все молекулы химического соединения состоят из ионов, то есть общие электронные пары переходят к наиболее электроотрицательному элементу.

Степень окисления может быть отрицательным, положительным числом или равняться нулю. Степень окисления обозначают арабскими цифрами со знаком (+) или (–) пред цифрой, и записывают над символом элемента в формуле химического соединения.

Отрицательное значение степени окисления приписывается атому, притянувшему к себе электроны, и его величина, равная числу притянутых электронов, отмечается знаком (–).

Положительное значение степени окисления определяется числом электронов оттянутых от данного атома, и отмечается знаком (+).

При вычислении степеней окисления атомов используется следующая совокупность правил:

1) в молекулах простых веществ степень окисления атома равна нулю;

2) водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), исключение составляют гидриды, в которых степень окисления водорода равна (–1);

3) кислород во всех сложных соединениях имеет степень окисления (–2), кроме OF2 и различных перекисных соединений.

4) фтор, как наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления (–1);

5) галогены в соединениях с водородом и металлами проявляют отрицательную степень окисления (–1), а с кислородом – положительную, за исключением фтора.

6) все металла в своих соединениях характеризуются только положительными степенями окисления, в том числе щелочные металлы имеют степень окисления (+1), а щелочно-земельные – (+2);

7) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду этого иона.

Простые вещества и химические соединения. Оксиды: основные, кислотные и амфотерные. Номенклатура окси­дов. Зависимость кислотно-основного характера оксидов от положения в периодической системе и степени окис­ления элемента. Химическое взаимодействие между оксидами с образованием солей. Гидроксиды основные и амфотерные, кислоты. Их номенклатура и получение. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.

Номенклатура и свойства комплексных соединений.

Неорганические соединения различают по составу (бинарные и многоэлементные) и функциональным признакам. К бинарным соединениям относят соединения элементов с кислородом (оксиды ), галогенами (галогениды – фториды, хлориды, бромиды, иодиды), халькогенами (халькогениды – сульфиды, селениды, теллуриды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), кремнием (силициды ), а также соединения металлов друг с другом (интерметаллиды ) и водородом (гидриды ). Среди многоэлементных соединений выделяют гидроксиды (вещества, содержащие гидроксидные группы - ОН), производные гидроксидов – соли , а также комплексные соединения , гидраты и кристаллогидраты.

В соответствии с правилами ИЮПАК наименование любого вещества должно однозначно указывать на его состав. Поэтому в основу систематических.е. нование любого вещества должно однозначно указывать на его состав, поэтому в основу системаи соединений, нные соотношения названий неорганических веществ положены названия элементов, входящих в их состав.

Название бинарного соединения образуется из латинского корня наименования более электроотрицательного элемента с окончанием –ид и русского наименования менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. При написании формулы вещества менее электроотрицательный элемент стоит левее. Например, Al 2 O 3 – оксид алюминия, AgI – иодид серебра, OF 2 – фторид кислорода. Для некоторых элементов корни их русских названий совпадают с корнями латинских, за исключением элементов, представленных ниже в таблице 1:

Таблица 1

Названия химических элементов

Символьная запись Русское название Латинское название
Ag Серебро Аргент-
As Мышьяк Арс-, арсен-
Au Золото Аур-
C Углерод Карб-, карбон-
Cu Медь Купр-
Fe Железо Ферр-
H Водород Гидр-, гидроген-
N Азот Нитр-
Ni Никель Никкол-
O Кислород Окс-, оксиген-
Pb Свинец Плюмб-
S Сера Сульф-, тио-
Sb Сурьма Стиб-
Si Кремний Сил-, силиц-, силик-
Hg Ртуть Меркур-
Mn Марганец Манган-
Sn Олово Станн-

Для обозначения количественного состава используют греческие числительные в качестве приставки, например, Hg 2 Cl 2 – дихлорид диртути, СО – монооксид углерода, СО 2 - диоксид углерода.

Числительные приставки имеют следующие названия:

1 - Моно- 5 - Пента- 9 - Нона-

2 - Ди- 6 - Гекса- 10 - Дека-

3 - Три- 7- Гепта- 11 - Ундека-

4 - Тетра- 8 - Окта- 12- Додека- .

Название многоэлементного соединения отражает его функциональные признаки, такие как принадлежность к гидроксидам или кислотам. Гидрооксиды – это соединения оксидов с водой. Их подразделяют на основные, проявляющие в химических реакциях свойства оснований, кислотные – проявляющие свойства кислот, амфотерные – способные проявлять как кислотные, так и основные свойства.

К классу оснований , согласно теории электролитической диссоциации, относят вещества, способные в водном растворе диссоциировать с образованием гидроксид-ионов ОН - : Наименование основного гидроксида (или основания) образовано из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого при необходимости указывают степень окисления элемента. Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) или дигидроксид железа. Общую формулу основания можно записать как М(ОН) m , где М – металл, m- число гидроксильных групп, или кислотность основания .

Вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода Н + , в соответствии с теорией электролитической диссоциацией относят к классу кислот .

Кислоты в зависимости от наличия в их составе кислорода подразделяются на кислородсодержащие и на безкислородные . В общем случае формулу кислоты можно записать как Н n А, где А – кислотный остаток, n – число атомов водорода в молекуле, или основность кислоты .

Систематическое название кислоты включает в себя наименование двух частей: электроположительной (атомы водорода) и электроотрицательной (кислотный остаток, анион). В названии аниона вначале указывают атомы кислорода (-оксо-), затем кислотообразующего элемента с добавлением суффикса -ат, далее в скобках абсолютную величину степени окисления этого элемента. Например, H 2 CO 3 – триоксокарбонат (IY) водорода, Н 2 SO 4 – тетраоксосульфат (VI) водорода. При наличии в анионе других атомов название аниона составляют из латинских корней названий соответствующих элементов и соединительной гласной -о- в порядке их размещения в формуле справа налево. Например, H 2 SO 3 (O 2) – пероксотриоксосульфат (VI) водорода, Н 2 SO 3 S – тиотриоксосульфат (VI) водорода. Систематические наименования наиболее употребительных кислот представлены в таблице 3.

Традиционное название состоит из двух слов – прилагательного, производного от корня названия кислотообразующего элемента, и слова «кислота», например, Н 2 SO 4 – серная кислота, НNO 3 – азотная кислота.

Амфотерные гидрооксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу оснований, так и по типу кислот, например,

При взаимодействии с кислотами они проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот. Их названия составляют по схеме, соответствующей основным гидроксидам.

Таблица 2

Названия важнейших кислот и их солей

Формула кислоты Названия
Кислоты Соли
HAlO 2 Метаалюминиевая Метаалюминат
HAsO 3 Метамышьяковая Метаарсенат
H 3 AsO 4 Ортомышьяковая Ортоарсенат
HAsO 2 Метамышьяковистая Метаарсенит
H 3 AsO 3 Ортмышьяковистая Ортоарсенит
HBO 2 Метаборная Метаборат
H 3 BO 3 Ортоборная Ортоборат
H 2 B 4 O 7 Четырёхборная Тетраборат
HBr Бромводород Бромид
HOBr Бромноватистая Гипобромит
HBrO 3 Бромноватая Бромат
HCOOH Муравьиная Формиат
CH 3 COOH Уксусная Ацетат
HCN Циановодород Цианид
H 2 CO 3 Угольная Карбонат
H 2 C 2 O 4 Щавелевая Оксалат
HCl Хлороводород Хлорид
HOCl Хлорноватистая Гипохлорит
HClO 2 Хлористая Хлорит
HClO 3 Хлорноватая Хлорат
HClO 4 Хлорная Перхлорат
HCrO 2 Метахромистая Метахромит
H 2 CrO 4 Хромовая Хромат
H 2 Cr 2 O 7 Двухромовая Дихромат
HI Йодоводород Йодид
HOI Йодноватистая Гипойодит
HIO 3 Йодноватая Йодат
HIO 4 Йодная Перйодат
HMnO 4 Марганцовая Перманганат
H 2 MnO 4 Марганцовистая Манганат
H 2 MoO 4 Молибденовая Молибдат
HN 3 Азидоводород (азотистоводородная) Азид
HNO 2 Азотистая Нитрит
HNO 3 Азотная Нитрат
HPO 3 Метафосфорная Метафосфат
H 3 PO 4 Ортофосфорная Ортофосфат
H 4 P 2 O 7 Двуфосфорная (пирофосфорная) Дифосфат (пирофосфат)
H 3 PO 3 Фосфористая Фосфит
H 3 PO 2 Фоснофорноватистая Гипофосфит
H 2 S Сероводород Сульфид
HSCN Родановодород Роданид
H 2 SO 3 Сернистая Сульфит
H 2 SO 4 Серная Сульфат
H 2 S 2 O 3 Тиосерная Тиосульфат
H 2 S 2 O 7 Двусерная (пиросерная) Дисульфат (пиросульфат)
H 2 S 2 O 8 Пероксодвусерная (надсерная) Пероксидосульфат (персульфат)
H 2 Se Селеноводород Селенид
H 2 SeO 3 Селенистая Селенит
H 2 SeO 4 Селеновая Селенат
H 2 SiO 3 Кремниевая Силикат
HVO 3 Ванадиевая Ванадат
H 2 WO 4 Вольфрамовая Вольфрамат

Соли представляют собой продукты замещения ионов водорода кислоты на металл или гидроксильных групп основания на кислотный остаток. В зависимости от полноты замещения атомов водорода или гидроксильных групп соли подразделяют на средние (или нормальные ), например К 2 SO 4 , кислые (или гидросоли ) например NaHCO 3 , и основные (или гидроксосоли ) например FeOHCl. Различают также двойные соли , образованные двумя металлами и одним кислотным остатком (КАl(SO 4) 2), и смешанные соли, образованные одним металлом и двумя кислотными остатками (СаСlОСl). Названия солей обусловлены систематическими названиями соответствующих кислот, например, К 2 SO 4 – тетраоксосульфат (VI) калия, NaHCO 3 – триоксокарбонат (IY) водорода-натрия, FeOHCl или, точнее, FeClOH – гидрокси-хлорид железа (II).

При наличии числовых приставок (1, 2, . . .) в названии вещества для верного понимания формулы применяют умножение приставки (например, КАl 3 (SO 4) 2 (OH) 6 – гексагидроксид-бис(сульфат) триалюминия-калия). Названия приставок следующие:

1 Монокис- 5 Пентакис- 9 Нонакис-

3 Трис- 7 Гептакис- 11 Ундекасис-

Традиционные наименования солей также содержат названия анионов в именительном падеже и названия катионов в родительном падеже (см. табл. 2), например, К 2 SO 4 – сульфат калия, NaHCO 3 – гидрокарбонат натрия, FeOHCl – гидроксохлорид железа (II).

Оксиды в зависимости от характерных функций, выполняемых в химических реакциях, подразделяют на солеобразующие (среди них выделяют основные, кислотные и амфотерные) и несолеобразующие .

Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Им соответствуют основания, так как они их образуют при взаимодействии с водой, например СаО – Са(ОН) 2 .

Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Они могут быть получены путем отделения воды от соответствующей кислоты. Поэтому их называют также ангидридами кислот, например SO 3 – ангидрид Н 2 SO 4 .

Амфотерные оксиды образуют соли как при взаимодействии с кислотами, так и при взаимодействии с основаниями, например, ZnO, Al 2 O 3 .

Гидраты и кристаллогидраты – соединения, содержащие в своем составе воду, например, NH 3 ∙ Н 2 О ∙ Fe 2 O 3 , n H 2 O, СuSO 4 ∙ 5Н 2 О. Как систематические, так и традиционные названия таких соединений начинаются со слова «гидрат» с соответствующей приставкой: NH 3 ∙ Н 2 О – гидрат аммиака, Fe 2 O 3 ∙ n H 2 O – полигидрат оксида железа (III), СuSO 4 ∙ 5Н 2 О – пентагидрад тетраоксосульфата меди (II), или пентагидрад сульфата меди (II).

Лекция 5. Химическая термодинамика

Химическая термодинамика. Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса и следствия из него. Энтропия. Второе начало термодинамики. Свободная энергия Гиббса и свободная энергия Гельгмольца.

Химическая термодинамика.

Термодинамика изучает взаимное превращение теплоты, работы и различных видов энергии. Слово термодинамика происходит от греческих слов термос (тепло) и динамос (сила, мощь). Термин термодинамика был введён Томсоном в 1854 году, который употребил его как синоним понятий теплота и работа.

Термодинамика основывается на трёх фундаментальных принципах, которые называются началами термодинамики. Они являются обобщением многочисленных экспериментальных фактов.

Применение методов термодинамики к химическим реакциям и процессам обусловили появление химической термодинамики. Предметом изучения химической термодинамики является превращение энергии при химических взаимодействиях, которые происходят при протекании химических процессов.

Термодинамические системы. Термодинамические параметры. Термодинамический процесс.

Термодинамика использует ряд понятий и модельных представлений, таких как термодинамическая система, параметры состояния, энергия, теплота, работа. Перейдем к их рассмотрению.

Понятие система означает ту часть материального мира, которую мы исследуем. Например, химический стакан с водой, реактор на химическом предприятии. Остальная часть материального мира, за пределами условно выделенной системы – называется окружением.

Термодинамической системой – называется совокупность тел, которая фактически или мысленно может быть выделена из окружающей среды. Система отделена от окружения границей, через которую совершается материальный обмен - массообмен или (и) теплообмен. В зависимости от степени изолированности различают открытые, закрытые, изолированные системы.

Открытые системы – это системы, которые обмениваются с внешней средой веществом, механической работой, теплотой и излучением. Например, в пробирке смешивается карбонат натрия (сода) с раствором хлорводородной кислоты. В результате протекает реакция

Na 2 CO 3 + HCl = NaCl + CO 2 + H 2 O.

В рассматриваемом химическом процессе масса системы уменьшается, так как улетучивается диоксид углерода, и выделяется тепло, часть которого идёт на нагрев окружающего воздуха.

Закрытые системы – системы, которые не обмениваются с внешней средой веществом, но взаимодействуют с ней посредством механической работы, теплообмена и излучения. Примером закрытой системы является пробирка, в которой происходит смешение соды с хлорводородной кислотой, закрытая пробкой.

Изолированные системы – системы невзаимодействующие с внешней средой. Между изолированной системой и окружением не происходит никакого обмена ни веществом, ни энергией. На практике понятие абсолютно изолированных систем не существует, оно является абстрактным, мысленным построением. Примером приближенно изолированной системы является термос или сосуд Дьюара.

Система может находиться в том или ином состоянии. Состоянием системы называется совокупность физических и химических свойств, характеризующих систему.

Состояние термодинамической системы характеризуют параметры состояния : давление, объём, температура, концентрация.

Давление (Р) характеризует подвижность молекул и определяется силой, с которой газообразные частицы действуют на стенки сосуда. Давление измеряют в Па (Паскаль), атм (атмосфера), мм рт. ст. (миллиметры ртутного столба): 1 атм = 760 мм рт. ст. = 101325 Па.

Объём (V) характеризует часть пространства, занимаемого веществом. Измеряют объём в м 3 (кубический метр), см 3 (кубический сантиметр), л (литр), мл (миллилитр): 1 м 3 = 1000 л; 1л = 1000 мл.

Температура (Т, t) характеризует степень нагретости системы и измеряется в К (шкала Кельвина) и 0 С (шкала Цельсия). Для перевода температур, выраженных в разных шкалах, используют выражение

Т = t + 273 (1).

Концентрация вещества (с) определяет количественный состав раствора, смеси, расплава. Например, молярная концентрация – количество молей вещества в 1 л раствора или смеси, обозначается через моль/л.

Таким образом, набор параметров (р, V, Т) называется состоянием системы, так как считается, что он полностью определяет состояние. Термодинамические параметры являются макроскопическими величинами, измеряемыми в опыте. Они являются функциями состояния, то есть их изменение определяется только начальным и конечным состояниями и не зависит от пути процесса, в результате которого произошло это изменение

∆ Т = Т кон – Т нач = Т 2 – Т 1 (2).

Для бесконечно малых изменений можно записать

∆ Т = dT (3).

Если величина не является функцией состояния, а зависит от пути процесса, то она является функцией перехода. В этом случае бесконечно малое изменение величины А записывают в виде

∆А = δА (4).

Таким образом, знак ∆ - обозначает изменение величины, являющейся функцией состояния, знак δ – обозначает изменение величины, являющейся функцией перехода.

Термодинамические параметры не являются независимыми, а связаны уравнением состояния. Примером такого уравнения является уравнение состояния идеального газа, которое называется уравнением Менделеева-Клайперона

где n – число молей газа; R – газовая постоянная.

Состояние термодинамической системы может изменяться с течением времени. Обычно такое изменение фиксируется при измерении одного из термодинамических параметров. Поэтому в термодинамике используется понятие термодинамического процесса.

Термодинамическим процессом называется всякое изменение в системе, связанное с изменением хотя бы одного параметра. Таким образом, термодинамический процесс – это изменение состояния системы. Различают следующие процессы: изохорный (V = const), изобарный (p = const), изотермический (T = const), адиабатный (теплота Q = 0).

Термодинамические процессы бывают:

-обратимые , когда переход из одного состояния в другое и обратно может происходить по одному и тому же пути, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остаётся макроскопических изменений; примером обратимого процесса является сжатие и растяжение пружины;

-необратимые или неравновесные , когда параметры изменяются с конечной скоростью и переход из одного состояния в другое и обратно не может происходить по одному и тому же пути, в результате в окружающей среде остаются макроскопические изменения; примером необратимого процесса является пластическая деформация металлической проволоки.

Внутренняя энергия, теплота, работа.

Кроме термодинамических параметров немаловажную роль играют и другие термодинамические величины, такие как работа и теплота. Они являются количественной мерой термодинамических процессов и характеризуют участие системы в термодинамических процессах. Работа и теплота являются энергетическими характеристиками. Поэтому рассмотрим понятие энергии.

Энергия происходит от греческого слова «действие» - есть мера способности совершать работу. Энергия измеряется в Дж (Джоуль). Многочисленные наблюдения и опытные факты говорят о следующих свойствах энергии.

Энергия не исчезает и не возникает из ничего.

Энергия может существовать в разнообразных формах.

В изолированной системе энергия может переходить из одной формы в другую, но её количество остаётся постоянным.

Если система не изолирована, то её энергия может изменяться, но при одновременном изменении энергии внешней среды на точно такую же величину.

Любая система обладает определённым запасом энергии, то есть энергия неотъемлемое свойство системы.

Для рассмотрения химических процессов важны следующие формы энергии: солнечная, механическая, химическая, ядерная, электрическая.

Различают следующие виды энергии: кинетическую (энергия движения), потенциальную (энергия положения и взаимодействия) и внутреннюю энергию (энергию состояния).

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.

Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы.

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

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 .

На рис. 8 приведены важнейшие классы неорганических соединений.

Рисунок 8 - Важнейшие классы неорганических соединений

Гидроксиды - тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН) n , где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН) n называется орто -формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета -форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН) 3 и ЕО(ОН), Е(ОН) 4 и Е(ОН) 6 и ЕО 2 (ОН) 2 .

Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды.

Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода , которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета -форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H 2 SO 4 , HNO 3 и H 2 CO 3 , а не SO 2 (OH) 2 , NO 2 (OH) и CO(OH) 2 . Общая формула кислотных гидроксидов - Н х ЕО у , где электроотрицательную составляющую ЕО у х - называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка.

Названия распространенных кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием «ая» и группового слова «кислота».

Названия кислот и кислотного остатка представлены в табл. Приложения А.

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.

Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто -форме; их общая формула М(ОН) n , где n = 1,2 (реже 3,4) и М n +- катион металла.


Примеры формул и названий основных гидроксидов:

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция солеобразования ), например:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ca 2 SO 4 (OH) 2 + 2H 2 O

Соли - тип сложных веществ, в состав которых входят катионы М n + и кислотные остатки.

Соли с общей формулой М х (ЕО у ) n называют средними солями, а соли с незамещенными атомами водорода, - кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид - или (и) оксид - ионы; такие соли называют основными солями.

Приведем примеры и названия солей:

Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например:

Ca(HSO 4) 2 + Ca(OH) = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2CaSO 4 + 2H 2 O

Встречаются также соли, содерхащие два разных катиона: их часто называют двойными солями , например:

Кислотные и осн?вные оксиды

Оксиды Е х О у - продукты полной дегидратации гидроксидов:

Кислотным гидроксидам (H 2 SO 4 , H 2 CO 3) отвечают кислотные оксиды (SO 3 , CO 2), а основным гидроксидам (NaOH, Ca(OH) 2) - основные оксиды (Na 2 O, CaO), причем степень окисления элемента Е не изменяется при переходе от гидроксида к оксиду.

Пример формул и названий оксидов:

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой:

N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2 O

3CaO + 2H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

La 2 O 3 + 3SO 3 = La 2 (SO 4) 3

Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерность гидроксидов и оксидов - химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, для гидроксида и оксида алюминия:

(а) 2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

(б) 2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с кислотными гидроксидам и оксидом, образуя соответствующую соль - сульфат алюминия Al 2 (SO 4) 3 , тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль - диоксоалюминат (III) натрия NaAlO 2 . В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al 3+), во втором - свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO 2 -).

Если указанные реакции протекают в водном растворе, то состав образующихся солей меняется, но присутствие алюминия в катионе и анионе остаётся:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = 2 (SO 4) 3

Al(OH) 3 + NaOH = Na

Здесь квадратными скобками выделены комплексные ионы 3+ - катион гексаакваалюминия(III), - - тетрагидроксоалюминат(III)-ион.

Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп периодической системы - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:

Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает + II) могут находиться в орто - или (и) мета - форме.

Примеры амфотерных гидроксидов:

Амфотерным оксидам не всегда соответствуют амфотерные гидроксиды, поскольку при попытке получения последних образуются гидратированные оксиды, например:

Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, а у самого элемента - металлических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента - неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов.

Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна -2.

Оснóвные оксиды образуют типичные металлы со С.О. +1,+2 (Li 2 O, MgO, СаО,CuO и др.).

Кислотные оксиды образуют неметаллы со С.О. более +2 и металлы со С.О. от +5 до +7 (SO 2 , SeO 2 , Р 2 O 5 , As 2 O 3 , СO 2 ,SiO 2 , CrO 3 и Mn 2 O 7). Исключение: у оксидов NO 2 и ClO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными.

Амфотерные оксиды образованы амфотерными металлами со С.О. +2,+3,+4 (BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 и РЬО).

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов со С.О.+1,+2 (СО, NO, N 2 O, SiO).

Основания (осно́вные гидрокси́ды ) - сложные вещества, которые состоят из иона металла (или иона аммония) и гидроксогруппы (-OH).

Кислотные гидроксиды (кислоты) — сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотного остатка.

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами.

Соли – сложные вещества, образованные атомами металлов, соединёнными с кислотными остатками.

Средние (нормальные) соли - все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла.

Кислые соли - атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Чтобы правильно назвать кислую соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидро- или дигидро- в зависимости от числа атомов водорода, входящих в состав кислой соли.

Например, KHCO 3 – гидрокарбонат калия, КH 2 PO 4 – дигидроортофосфат калия

Нужно помнить, что кислые соли могут образовывать только двух и более основные кислоты.

Осно́вные соли - гидроксогруппы основания (OH −) частично замещены кислотными остатками. Чтобы назвать основную соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидроксо- или дигидроксо- в зависимости от числа ОН — групп, входящих в состав соли.

Например, (CuOH) 2 CO 3 — гидроксокарбонат меди (II).

Нужно помнить, что основные соли способны образовывать лишь основания, содержащие в своём составе две и более гидроксогрупп.

Двойные соли - в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Например,KAl(SO 4) 2 , KNaSO 4.

Смешанные соли - в их составе присутствует два различных аниона. Например, Ca(OCl)Cl.

Гидратные соли (кристаллогидраты ) - в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: Na 2 SO 4 ·10H 2 O.

Тривиальные названия часто употребляемых неорганических веществ:

Формула Тривиальное название
NaCl галит, каменная соль, поваренная соль
Na 2 SO 4 *10H 2 O глауберова соль
NaNO 3 Натриевая, чилийская селитра
NaOH едкий натр, каустик, каустическая сода
Na 2 CO 3 *10H 2 O кристаллическая сода
Na 2 CO 3 Кальцинированная сода
NaHCO 3 пищевая (питьевая) сода
K 2 CO 3 поташ
КОН едкое кали
KCl калийная соль, сильвин
KClO 3 бертолетова соль
KNO 3 Калийная, индийская селитра
K 3 красная кровяная соль
K 4 желтая кровяная соль
KFe 3+ берлинская лазурь
KFe 2+ турнбулева синь
NH 4 Cl Нашатырь
NH 3 *H 2 O нашатырный спирт, аммиачная вода
(NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 соль Мора
СаO негашеная (жженая) известь
Са(OH) 2 гашеная известь, известковая вода, известковое молоко, известковое тесто
СaSO 4 *2H 2 O Гипс
CaCO 3 мрамор, известняк, мел, кальцит
СаНРO 4 × 2H 2 O Преципитат
Са(Н 2 РO 4) 2 двойной суперфосфат
Са(Н 2 РO 4) 2 +2СаSO 4 простой суперфосфат
CaOCl 2 (Ca(OCl) 2 + CaCl 2) хлорная известь
MgO жженая магнезия
MgSO 4 *7H 2 O английская (горькая) соль
Al 2 O 3 корунд, боксит, глинозем, рубин, сапфир
C алмаз, графит, сажа, уголь, кокс
AgNO 3 ляпис
(CuОН) 2 СO 3 малахит
Cu 2 S медный блеск, халькозин
CuSO 4 *5H 2 O медный купорос
FeSO 4 *7H 2 O железный купорос
FeS 2 пирит, железный колчедан, серный колчедан
FeСО 3 сидерит
Fe 2 О 3 красный железняк, гематит
Fe 3 О 4 магнитный железняк, магнетит
FeО × nH 2 О бурый железняк, лимонит
H 2 SO 4 × nSO 3 олеум раствор SO 3 в H 2 SO 4
N 2 O веселящий газ
NO 2 бурый газ, лисий хвост
SO 3 серный газ, серный ангидрид
SO 2 сернистый газ, сернистый ангидрид
CO угарный газ
CO 2 углекислый газ, сухой лед, углекислота
SiO 2 кремнезем, кварц, речной песок
CO + H 2 водяной газ, синтез-газ
Pb(CH 3 COO) 2 свинцовый сахар
PbS свинцовый блеск, галенит
ZnS цинковая обманка, сфалерит
HgCl 2 сулема
HgS киноварь

Для элементов, входящих в периодическую систему (ПС) элементов Д.И. Менделеева разрешено использовать следующие групповые названия, отражающие, как правило, общие свойства элементов и простых веществ. Для элементов главных подгрупп в короткопериодном варианте ПС

или 1-2 и 13-18 групп в длиннопериодном (современном) варианте ПС

  • щелочные металлы (1-ая или IА группа): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
  • щелочноземельные (кроме Mg) металлы (2-ая или IIАг руппа): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
  • элементы подгруппы бора (13-ая или IIIA группа), металлы (корме бора), не имеют специального названия: B, Al, Ga, In,Ti;
  • элементы подгруппы углерода (14-ая или IVA группа) или кристаллогены : C, Si, Ge, Sn, Pb;
  • элементы подгруппы азота (15-ая или VА группа), устаревшее название пникогены и его производное – пниктиды : N, P, As, Sb, Bi;
  • элементы подгруппы кислорода (16 или VIА группа) или халькогены ,
  • галогены (17-ая или VIIА группа),
  • благородные или инертные газы (18-ая или VIIIА группа)

Для элементов побочных подгрупп :

  • лантаноиды (La – Lu),
  • актиноиды (Ac – Lr) (названия лантаниды и актиниды использовать не рекомендовано);
  • редкоземельные металлы (3-я или IIIВ группа, кроме актиноидов);
  • семейство железа (Fe, Co, Ni);
  • семейство платины или платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
  • благородные металлы (Au, Ag + платиновые: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
  • переходные элементы (d и f-элементы, то есть все элементы побочных подгрупп).

Простые вещества называют, как правило, так же, как и соответствующие элементы. Свои собственные названия имеют только аллотропные модификации углерода (алмаз, графит, карбин, фуллерены) и вторая модификация кислорода (озон). При названиях аллотропных модификаций остальных элементов обычно указывают ее краткую физическую характеристику (белый, красный, черный фосфор, кристаллическая и пластическая сера, серое и белое олово и т. д.).

Элементы кислород, азот, углерод и сера в соединениях с металлами или с менее электроотрицательными неметаллами могут образовывать анионы не только в характерных для них отрицательных степенях окисления ($O^{2-}, S^{2-}, N^{3-}, C^{4-}$, но и ионы, в которых степени окисления элемента зависят от количества атомов в "мостиковых" структурах. Степень окисления углерода в органических соединениях определяется специальными способами (см. тему "Определение степени окисления углерода"). Так, например, элемент кислород может образовывать перекисные и надперекисные ионы, в которых атомы кислорода образуют "кислородные мостики" -O-O- или -O-O-O-. Такие анионы имеют собственные названия: $(O_2)^{2-}$ - пероксид; $(О_2)^-$ - надпероксид; $(О_3)^-$ - озонид; $(N_3)^-$ - азид; $(С_2)^{2-}$ - ацетиленид; $(S_2)^{2-}$ - дисульфид; $(Sn)^{2-}$ - полисульфид.

Названия некоторых стабильных анионов, состоящих из атомов более чем одного элемента, традиционно также имеют окончания -ид: $(OH)^-$ - гидроксид; $(CN)^-$ - цианид; $(CN_2)^{2-}$ - цианамид; $(NH_2)^-$ - амид; $(NH)^{2-}$ - имид; $(SCN)^-$ - роданид.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Общие принципы классификации неорганических веществ представлены на схеме. Исходя из данной классификации, все неорганические вещества могут быть подразделены на простые и сложные.

Определение

Простые вещества состоят из атомов одинаковых элементов и подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.

В свою очередь, на основании общности свойств, сложные неорганические вещества можно условно разделить на четыре основных класса: бинарные соединения, оксиды, гидроксиды,соли.

Классификация и номенклатура бинарных соединений подробно рассмотрена в теме "Бинарные соединения".

КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ ОКСИДОВ

Определение

Оксидами называются бинарные химические соединения, состоящие из элементов металлов или неметаллов и кислорода. Или, другими словами, оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация оксидов основывается на химических свойствах соединений, обусловленных химическим строением (то есть типом образующихся связей и типом кристаллической решетки, строением и электронными характеристиками элементов).

По физическим свойствам оксиды различаются агрегатным состоянием , температурами плавления и кипения, цветом, запахом, растворимостью в воде.

По агрегатному состоянию оксиды бывают:

  • твердыми (все оксиды металлов, оксид кремния, оксид фосфора),
  • жидкими (вода $H_2O$),
  • газообразными (практически все остальные оксиды неметаллов).

По химическим свойствам оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.

Определение

Солеобразующими являются оксиды, способные образовывать гидроксиды при соединении с водой.

Последние, в свою очередь могут проявлять свойства кислот, оснований или обладать амфотерными свойствами. Поэтому солеобразующие оксиды принято разделять на основные, кислотные и амфотерные.

КЛАССИФИКАЦИЯ кислот и оснований

Из начального курса химии вам знакомо следующее определение кислот и оснований:

Определение

Кислоты - это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. Общая формула кислот: $H_x(Ac)^{-n}$, где Ac - кислотный остаток (acid - англ. кислота), х - число атомов водорода, n - степень окисления кислотного остатка. В кислотах x=n.

Определение

Основания (гидроксиды) - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула оснований: $M^{+n}(OH)_x$, где n - степень окисления металла, х - число гидроксильных групп. n=x.

Следует отметить, что и основания и кислоты относятся к классу гидроксидов, так как содержат гидроксогруппы (-ОН). Поэтому кислоты также называют кислотными гидроксидами, а основания - основными гидроксидами.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теория кислот и оснований - совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Кроме привычного определения 8-го класса существуют другие теории:

Теория Содержание Примеры
Теория электролиической диссоциации Аррениуса

Кислоты - это вещества, образующие в водном растворе ионы - гидратированные катионы водорода $H^+$ (ионы гидроксония $H_3O$) и анионы кислотного остатка, или другими словами, это электролиты, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Основания - сложные вещества-электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-иона и катиона металла.

$NaOH \Leftrightarrow Na^+ + OH^-$ основание

$HNO_3 \Leftrightarrow H^+ + NO_3^-$ кислота
Протолитическая теория Бренстеда

Кислоты - это сложные вещества, которые в результате гетеролитического разрыва отдают частицу с положительным зарядом - протон водорода (кислота Бренстэда)

Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда)

$HCl + NH_3 = NH_4^+ + Cl^-$

к-та осн. к-та осн.
Теория Льюиса

Кислота - молекула либо ион, имеющее вакантные электронные орбитали, являющееся акцептором электронной пары (кислота Льюиса)

Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с вакантной орбиталью другого химического соединения

Более подробно эта тема изложена в разделе "Современные понятия о строении и свойствах кислот и оснований".

Классификация кислот

проводится по следующим формальным признакам:

1. по основности, то есть количеству атомов водорода: одно- ($HCl$), двух- ($H_2S$) и трехосновные ($H_3PO_4$);

2. по наличию атомов кислорода : кислородсодержащие ($H_2CO_3$) и бескислородные (HCL);

3. по силе, то есть степени диссоциации: сильные ($HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4$ и др.), слабые ($H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH$ и др.)

4. по устойчивости: у стойчивые ($H_2SO_4$); неустойчивые ($H_2CO_3$).

5. по принадлежности к классам химических соединений: неорганические (HBr); органические ($HCOOH,CH_3COOH$);

6. по летучести : летучие ($HNO_3,H_2S, HCl$); нелетучие ($H_2SO_4$);

7. по растворимости в воде : растворимые ($H_2SO_4$); нерастворимые ($H_2SiO_3$);

Классификация оснований

проводится по следующим формальным признакам: :

1. по кислотности (количеству гидроксильных групп): однокислотные (NaOH), двукислотные ($Ca(OH)_2$), тркхкислотные ($Al(OH)_3$)

2. по растворимости : щелочи или растворимые основания ($KOH, NaOH$), нерастворимые ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)

3. по силе (степени диссоциации): сильные (NaOH), слабые ($Cu(OH)_2$)

** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) считают ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ

Определение

Амфотерные гидроксиды - это сложные вещества, которые проявляют и свойства кислот, и свойства оснований.

Формулу амфотерных гидроксидов можно записать и в виде кислоты и в виде основания, например: гидроксид алюминия можно записать в форме основания как $Al(OH)_3$. Если сосчитать общее количество атомов водорода и кислорода, то можно записать: $H_3ALO_3$ или простейшую формулу - $HAlO_2$.

Амфотерные оксиды и гидроксиды образуются амфотерными элементами. Запомните! Амфотерные свойства проявляют элементы-металлоиды: Al, Zn, В, Be, Fe(III), Cr (III) и некоторые другие переходные элементы, имеющие различные степени окисления и расположенные на диагонали амфотерности в ПС (см. тему "Периодическая система, как условная запись периодического закона"). Металлы А‑групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Be‑Al‑Ge‑Sb‑Po, а также примыкающие к ним металлы (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не проявляют типично металлических свойств.

Проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи.

КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ СОЛЕЙ

Определение солей, также как и определение кислот и оснований имеет несколько вариантов. В школьном курсе 8-ого класса определение солей следующее:

Определение

Соли - это сложные вещества, состоящие из катионов металла (иона аммония) и анионов кислотных остатков. Общая формула солей: $M^{+n}_xAc^{m-}_y$, где n, m - степени окисления металла и кислотного остатка, x, y - количество атомов металла и кислотного остатка соответственно. m=x и n=y

Такое определение относится к средним солям, которые образуются в результате реакции нейтрализации между кислотой и основанием, то есть могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды. Поэтому более точное определение средних солей:

Определение

Средние соли - это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, или полного замещения гидроксогрупп в молекуле основания - кислотными остатками.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД):

Соли - это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) определяет соли, как химические соединения, состоящие из катионов и анионов.

Таким образом классификацию солей можно проводить:

1. по растворимости : растворимые, малорастворимые и нерастворимые (определить к какой группе относится соль можно по таблице растворимости)

2. по степени замещения ионов водорода и гидроксильных групп : средние, кислые, основные, двойные, смешанные. Более подробно тема рассмотрена в разделе "Классификация и номенклатура солей".

В таблице приведены примеры и определения кислых и основных солей.

средние кислые основные двойные
Продукт полного замещения водорода кислоты на металл Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл (известны только для многоосновных кислот) Продукт неполного замещения гидроксильных групп основания на кислотный остаток (известны только для многокислотных оснований) Продукт полного замещения атомов водорода двух- или многоосновной кислоты двумя различными металлами

Na$_2$SO$_4$ сульфат натрия CuCl$_2$ хлорид меди(II)

$Ca_3(PO_4)_2$ ортофосфат кальция

гидросульфат натрия

CaHPO$_4$ гидроортофосфат кальция

Ca(H$_2$PO$_4$)$_2$ дигидроортофосфат кальция

гидроксохлорид меди (II)

Ca$_5$(PO$_4$)$_3$(OH) гидроксоортофосфат кальция

$NaKCO_3$ карбонат калия-натрия

сульфат алюминия-калия

Отдельный большой класс составляют комплексные соли , которые относятся к комплексным соединениям.

Определение

Комплексные соединения или координационные соединения - частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами .

Внутренняя сфера комплексного соединения - центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица.

Внешняя сфера комплексного соединения - остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.

Например, рассмотрим строение комплексной соли $K_3$ - гексацианоферрат (III) калия.

Внутренняя сфера образована ионом железа (III), поэтому это - комплексообразователь, имеющий степень окисления +3. Вокруг этого иона скоординировано шесть ионов $CN^-$. Это лиганды, кординационное число равно шести. Общий заряд внутренней сферы равен: (+3)+ (-1)х6=(-3).

Внешняя сфера образована катионами калия $K^+$. В соответствии с зарядом внутренней сферы, равному (-3), во внешней сфере должно находится 3 иона калия.

Комплексные соли, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоциируют на комплексный малодиссоцирующий катион или анион.

Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).