Классы неорганических соединений

Общая классификация веществ представлена на рисунке 2.

Рисунок 2 – Классификация веществ

К бинарным соединениям относят химические вещества, образованные двумя химическими элементами. Наиболее важными представителями бинарных соединений являются оксиды, общая формула которых Э_хО_у, где Э – символ химического элемента, образующего оксид; О – символ атома кислорода; х, у – индексы в формуле соединения.

Оксиды – неорганические соединения, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород в степени окисления -2.

Кислород образует оксиды со всеми элементами, кроме фтора и легких инертных газов. К оксидам также не относят кислородсодержащие соединения, в которых атомы кислорода связаны друг с другом: пероксиды H₂O₂, Na₂O₂, CaO₂ (степень окисления кислорода -1), надпероксид калия KO₂ (степень окисления кислорода -1/2), озонид калия KO₃ (степень окисления кислорода -1/3).

Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни со щелочами и, следовательно, не образуют солей (СО, SiO, N₂O, NO, SO).

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями.

Основные оксиды образованы металлами с низким значением степени окисления (+1, +2), например Nа₂О, K₂O, CaO, MgO, FeO, CuO. Исключение составляют амфотерные оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO.

Амфотерные оксиды обычнообразованы металлами со степенью окисления +3 и +4, находящимися в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева либо в главных подгруппах вблизи диагонали бор – астат, либо в побочных подгруппах (при этом степень окисления элемента в оксиде чаще всего промежуточная). Например, Аl₂О ₃, Fe₂O₃, SnO_2,V₂О₃, TiO₂, Mn₂O₃ (с преобладанием основных свойств), MnO₂ (с преобладанием кислотных свойств).

Кислотные оксиды могут быть образованы неметаллами в различных степенях окисления и металлами в высокой степени окисления (от +5 и выше), например СО₂, Сl₂O, P₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇.

Отдельно необходимо выделить двойные или солеподобные оксиды, в составе которых присутствуют атомы элемента в разных степенях окисления. Например, оксид Fe₃O₄ можно представить в виде соли Fe(FeO₂)₂.

Номенклатура оксидов достаточно разнообразна. Рациональная номенклатура отражает состав оксида, а по номенклатуре ИЮПАК к слову «оксид» добавляется название элемента и в скобках римской цифрой указывается его степень окисления, если элемент с переменной степенью окисления. Номенклатура оксидов представлена в таблице 1.

Таблица 1 – Номенклатура оксидов

Формула оксида	Номенклатура
Формула оксида	тривиальная	рациональная	ИЮПАК
CaO	Негашеная известь	Окись кальция	Оксид кальция
MgO	Жженая магнезия	Окись магния	Оксид магния
N₂O	Веселящий газ	Закись азота	Оксид азота (I)
CO	Угарный газ	Окись углерода	Оксид углерода (II)
CO₂	Углекислый газ	Двуокись углерода	Оксид углерода (IV)
SO₂	Сернистый газ	Двуокись серы	Оксид серы (IV)

Кислотные оксиды также называют ангидридами соответствующих кислот, например, I₂O₅ – йодноватый ангидрид, SO₃ – серный ангидрид, P₂O₅ – фосфорный ангидрид.

Ангидрид (от греч. «an» - отрицательная частица и «hýdōr» - вода) - химическое соединение какого-либо элемента с кислородом, которое можно получить, отнимая воду от соответствующей кислоты.

Общая формула кислот H_xAc, где Ac – кислотный остаток (от английского «acid» - кислота), х – число атомов водорода. Кислотные остатки могут быть: а) простые одноэлементные или сложные, содержащие 2 элемента и более; б) кислородсодержашие или бескислородные. Деление кислотных остатков по наличию кислорода легло в основу аналогичной классификации кислот.

С точки зрения электролитической диссоциации, соединения, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только катионы гидроксония Н₃О⁺ (упрощённо ионы водорода Н⁺), называются кислотами:

НА_с + Н₂О ↔ Н₃О⁺ +А_с^-

НА_с ↔ Н⁺ +А_с^-

Формулы и названия кислот представлены в таблице 2.

Имеются случаи, когда общее число атомов водорода в кислородсодержащей кислоте не совпадает с зарядом иона кислотного остатка. Это связано с тем, что отщепляться в виде иона H+ в водном растворе может только атом водорода, входящий в состав полярной группы - О-Н.

По числу диссоциированных Н⁺ в кислоте (в большинстве случаев совпадает с числом атомов водорода в формуле) различают одноосновные, двухосновные и многоосновные кислоты. К одноосновным относят, например, HF, HNO_3,HSCN, HClO₃ и рассмотренные ранее НСООН, СН₃СООН, Н₃РО₂. Двухосновными являются H₂Te, H₂SO₄, H₂C₂O₄, H₂Cr₂O₇, Н₃РО₃ и другие кислоты, а многоосновными – H₃AsO₄, H₄SiO₄, H₅IO₆, Н₆ТеО₆.

Таблица 2 – Номенклатура кислот и солей

Формула кислоты	Название		Формула кислоты	Название
Формула кислоты	кислоты	cоли	Формула кислоты	кислоты	соли
HN₃ HF HBr HI H₂S H₂Se H₂Te HCN HSCN	Азидоводородная Фтороводородная Бромоводородная Йодоводородная Сероводородная Селеноводородная Теллуроводородная Циановодородная Родановодородная	Азид Фторид Бромид Йодид Сульфид Селенид Теллурид Цианид Роданид	HNO₂ HNO₃	Азотистая Азотная	Нитрит Нитрат
			(H₂BeO₂)	–	Бериллат
			HBO₂ H₃BO₃ (H₂B₄O₇)	Метаборная Ортоборная –	Метаборат Ортоборат Тетраборат
			HBrO (HBrO₂) HBrO₃ HBrO₄	Бромноватистая – Бромноватая Бромная	Гипобромит Бромит Бромат Пербромат
(HАlO₂)	–	Метаалюминат	HBrO (HBrO₂) HBrO₃ HBrO₄	Бромноватистая – Бромноватая Бромная	Гипобромит Бромит Бромат Пербромат
(H₃AlO₃)	–	Ортоалюминат	HVO₃	Метаванадиевая	Метаванадат
HIO (HIO₂) HIO₃ HIO₄ H₅IO₆	Йодноватистая – Йодноватая Метайодная Ортойодная	Гипойодит Йодит Йодат Метаперйодат Ортоперйодат	H₃VO₄	Ортованадиевая	Ортованадат
			(HBiO₃)	–	Висмутат
			H₂WO₄	Вольфрамовая	Вольфрамат
			(H₂GeO₂)	–	Германит
			H₂GeO₃	Германиевая	Германат
HАsO₂	Метамышьяковистая	Метаарсенит	(HFeO₂)	–	Феррит
H₃AsO₃	Ортомышьяковистая	Ортоарсенит	(H₂FeO₄)	–	Феррат
HАsO₃	Метамышьяковая	Метаарсенат	H₂SiO₃	Метакремниевая	Метасиликат
H₃AsO₄	Ортомышьяковая	Ортоарсенат	H₄SiO₄	Ортокремниевая	Ортосиликат
H₂SO₃	Сернистая	Сульфит	(H₂MnO₄)	–	Манганат
H₂SO₄	Серная	Сульфат	HMnO₄	Марганцовая	Перманганат
H₂S₂O₃	Тиосерная	Тиосульфат	H₂MoO₄	Молибденовая	Молибдат
H₂S₂O₇	Пиросерная	Пиросульфат	(H₂SnO₂)	–	Станнит
H₂S₂O₈	Пероксодисерная	Персульфат	(H₂SnO₃)	–	Метастаннат
H₂TeO₃	Теллуристая	Теллурит	(H₄SnO₄)	–	Ортостаннат
H₂TeO₄	Метателлуровая	Метателлурат	(H₂PbO₃)	–	Метаплюмбат
H₆TeO₆	Ортотеллуровая	Ортотеллурат	(H₄PbO₄)	–	Ортоплюмбат
H₃PO₂	Фосфорноватистая	Гипофосфит	H₂SeO₃	Селенистая	Селенит
H₃PO₃	Фосфористая	Фосфит	H₂SeO₄	Селеновая	Селенат
HPO₃	Метафосфорная	Метафосфат	(HSbO₂)	–	Стибит
H₃PO₄	Ортофосфорная	Ортофосфат	(HSbO₃)	–	Метастибат
H₄P₂O₇	Пирофосфорная	Пирофосфат	(H₃SbO₄)	–	Ортостибат
HClO	Хлорноватистая	Гипохлорит	(H₂TiO₃)	–	Метатитанат
HClO₂	Хлористая	Хлорит	(H₄TiO₄)	–	Ортотитанат
HClO₃	Хлорноватая	Хлорат	(H₂CO₃)	–	Карбонат
HClO₄	Хлорная	Перхлорат	H₂C₂O₄	Щавелевая	Оксалат
(HCrO₂)	–	Хромит	HCOOH	Муравьиная	Формиат
H₂CrO₄	Хромовая	Хромат	СН₃С00Н	Уксусная	Ацетат
H₂Cr₂O₇	Двухромовая	Дихромат	(H₂ZnO₂)	–	Цинкат

По устойчивости кислоты подразделяют на два типа: устойчивые, которые существуют в чистом виде, и неустойчивые, полученные в водных растворах. Формулы неустойчивых и несуществующих кислот представлены в таблице 2 в круглых скобках, а в колонке «Название кислоты» стоит прочерк. Для остальных кислот названия даны преимущественно по номенклатуре ИЮПАК за исключением органических. Отдельно можно выделить тривиальные названия некоторых кислот: плавиковая (HF) соляная (HCl).

Свойства кислот:

1 Кислоты изменяют цвет индикаторов (таблица 3).

Таблица 3 - Изменение окраски индикатора в растворе кислоты

Индикатор	Цвет индикатора	Цвет индикатора в растворах кислот (рН <7)
Лакмус Метилоранж Фенолфталеин	Фиолетовый Оранжевый Бесцветный	Красный Красный Бесцветный

2 Кислоты взаимодействуют с основаниями, основными и амфотерными оксидами:

НСl + КОН = КСl + Н₂О,

НСl + СаО = СаСl₂ + Н₂О,

6НСl + Al₂O₃ = 2AlCl₃ + 3H₂O.

3 Кислоты взаимодействуют с некоторыми средними солями и металлами:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ +2NaCl,

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑.

Способы получения кислот:

1 Взаимодействие кислотных оксидов с водой:

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄.

2 Взаимодействие сильных кислот-окислителей с неметаллами:

3Р +5НNО_{3 (конц)} + 2Н₂О = 3Н₃РО₄+ 5NO.

3 Взаимодействие солей слабых кислот с более сильными кислотами или менее летучими, чем получаемая кислота:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.

4 Получение из простых веществ:

Н₂ + Cl₂ = 2НCl,

газ

HCl + H₂O = HCl·H₂O

газ кислота

Основания – это электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы. Общая формула основания: Ме(ОН) _у, где у – число гидроксогрупп, равное валентности металла. Число гидроксогрупп определяет кислотность основания. Например, КОН – однокислотное основание, Са(ОН)₂ – двухкислотное основание, Ni(ОН)₃ – трехкислотное основание. Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимы в воде гидроксиды щелочных, щелочноземельных металлов и гидроксид аммония. Растворимые в воде основания, проявляющие свойства сильных электролитов, называют щелочами.

Как электролиты основания в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (также катион аммония) и анионы гидроксида:

Ме(ОН)_у ↔ Ме^у+ + уОН^-.

Например:

KOH ↔ K⁺ + OH^-;

NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^-

Ca(ОН)₂ ↔ Са(ОН)⁺ + OH^- (первая ступень)

Ca(OH)⁺ ↔ Ca²⁺+OH^- (вторая ступень)

Водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов (таблица 4).

Таблица 4 – Изменение окраски индикатора в растворе щелочи

Индикатор	Цвет индикатора	Цвет индикатора в растворе щелочи (рН >7)
Лакмус Фенолфталеин Метилоранж	Фиолетовый Бесцветный Оранжевый	Синий Малиновый Желтый

1 Основания взаимодействуют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами:

КОН + НСl = КСl + Н₂О,

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃↓ + Н₂О,

2RbOH + ZnO = Rb₂ZnO₂ + H₂O.

2 Растворы щелочей взаимодействуют с растворами солей, если в результате образуется нерастворимое основание или нерастворимая соль:

2NаОН + СuSО₄ = Сu(ОН)₂↓ + Na₂SО₄.

3 Нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Сu(ОН)₂ = СuО + Н₂О.

Особую группу гидроксидов составляют амфотерные гидроксиды. Они при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода, и гидроксид-ионы:

2ОН^- + Zn²⁺ + 2Н₂О ↔ Zn(ОН)₂ + 2Н₂О ↔ [Zn(ОН)₄]^2-+ 2Н⁺.

Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и кислот.

Например:

Н – О – Zn – О - Н

Zn(ОН)₂ Н₂ ZnО₂

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и со щелочами. Например:

Zn(ОН)₂ + 2НСl = ZnСl₂ + 2Н₂О,

Zn(ОН)₂ + 2NаОН = Nа₂ZnО₂ + 2Н₂О,

Zn(ОН)₂ + 2NаОН(р) = Nа₂[Zn(ОН)₄].

Способы получения оснований:

1 Взаимодействие активного металла с водой:

2К + 2Н₂О = КОН + Н₂↑.

2 Взаимодействие основного оксида с водой:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

3 Взаимодействие щелочей с солями:

2КОН + FeSO₄ = Fe(ОН)₂↓ + К₂SO₄.

4 Электролиз водных растворов солей:

электролиз

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑.

Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (также катион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков. Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукт полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками.

Кислые соли образуются многоосновными кислотами при условии их неполной нейтрализации основанием. Например:

H₂SO₄ + KOH = KHSO₄ + H₂O.

Основные соли образуются при частичном замещении гидроксогрупп в молекуле многокислотного основания кислотными остатками. Например:

Cu(OH)₂ + HCl = Cu(OH)Cl + H₂O.

В случае, когда атомы водорода в многоосновной кислоте замещены атомами не одного, а двух и трех различных металлов, образуются двойные и тройные соли: KNaSO₄, NaKCO₃, KNaLiPO₄.

Как электролиты средние соли в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (также катион аммония) и анионы кислотных остатков:

Ме_у(Ас)_х → уМе^х++ хАс^у-.

Например:

(NH₄)₂SO₄ → 2NH₄⁺ + SO₄^2-;

Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄^3-;

KHSO₄ → K⁺ + HSO₄^-;

Mg(OH)Cl →Mg(OH)⁺+Cl^-.

Способы получения солей:

1 Взаимодействие металлов с неметаллами:

2Na + Cl₂ = 2NaCl.

2 Взаимодействие металлов с кислотами:

Zn + H₂SO₄₍_р₎ = ZnSO₄ + H₂↑.