Неорганических соединений

Под классификацией химических соединений понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные

группы или классы, обладающие сходными свойствами.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: простые и сложные:

Перед тем, как рассмотреть более подробно каждый из классов неорганических соединений, рассмотрим нижеприведенную схему.

Основные оксиды H₂O Кислотные оксиды

(СuO), CaO (SO₃), SO₂

	Металлы (СuO), CaO

Основания H₂S Кислоты

(Cu(OH)₂), Ca(OH)₂ бескислородные (H₂SO₄), H₂SO₃

кислородные

Металлы (СuO), CaO

Оксиды Э_nО_m – соединения химического элемента с кислородом, содержащие атом кислорода в степени окисления -2. Например: K₂O, FeO, Cr₂O₃,SiO₂, P₂O₅.

Номенклатура. Если соединение образуетс кислородом одно соединение, то его называют оксидом соответствующего элемента: Na₂O – оксид натрия; AI₂O₃ – оксид алюминия. Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента указывается степень его окисле-

ния (римской цифрой в скобках): CrO₃ – оксид хрома (VI); CrO – оксид хрома (II); Cr₂O₃ – оксид хрома (III).

По химическим свойствам оксиды подразделяются в соответствии со схемой:

Соединения элемента с кислородом, в котором атомы кислорода связаны друг с другом и имеют степень окисления (–1), называются пероксидами: Na₂O₂ – пероксид натрия.

Характер оксида определяется положением соответствующего элемента в таблице Д.И. Менделеева. В периоде слева направо металлические свойства ослабляются и усиливаются неметаллические, а в главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабляются.

Металлы образуют основные оксиды, а неметаллы - кислотные. Следовательно, в периодах слева направо основные свойства оксидов элементов ослабляются и усиливаются кислотные. В главных подгруппах сверху вниз ослабляются кислотные и усиливаются основные свойства оксидов.

Элементы главных (А) подгрупп

рост металлических свойств

Периоды	Группы элементов
	Li	Be	B	C	N	O	F
	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
	K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br
	Rb	Sr	In	Sn	Sb	Te	I
	Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po	At

В главных подгруппах границей между элементами, образующими основные и кислотные оксиды, являются элементы, оксиды которых амфотерны и расположены на диагонали-вертикали: Be-AI-Ge-Sn-Pb.

Правее и выше линии (Be-Al-Ge-Sn-Рb) расположены элементы, образующие кислотные оксиды. Исключение составляют элементы V группы – Аs и Sb в степени окисления +3, оксиды которых амфотерны, и Bi (+3) и Po (+4), оксиды которых основные. Аs и Sb в степени окисления +5 образуют кислотные оксиды.

Левее и ниже линии (Re-AI-Ce-Sn-Рb) находятся элементы, образующие основные оксиды. Исключением являются элементы III группы – Gа и In, оксиды которых амфотерны.

Оксиды некоторых элементов побочных подгрупп имеют свойства:

Ag₂O, CdО, CoO, NiO, Cu₂O, FeO, HgO – основные;

ZnO, Sc₂O₃, Au₂O₃, Cr₂O₃ – амфотерные.

Если элемент образует оксиды в нескольких степенях окисления, то оксиды, соответствующие высшим степеням окисления элемента, проявляют кислотные свойства, а низшим – основные свойства. Оксиды с промежуточными степенями окисления проявляют амфотерные свойства.

Например:

MnO – основной, CrO – основной,

MnO₂ – амфотерный, Cr₂O₃ – амфотерный,

MnO₃ – кислотный, CrO₃ – кислотный.

Mn₂O₇ – кислотный.

Основные оксиды образуют только металлы. Например, К₂О, FeO, СаО; им соответствуют основания КОН, Fе(ОН)₂, Са(ОН)₂. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (металлы IA группы и Ca, Sr, Ba) растворяются в воде с образованием щелочей:

Na₂O + Н₂O→2NaOH

CaO + Н₂O→Ca(OH)₂

Оксиды остальных металлов нерастворимы в воде и не взаимодействуют с ней. Соответствующие им основания получают косвенно.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотными оксидами и кислыми солями с образованием солей:

Na₂O + СО₂→Na₂CO₃

CaO + 2HCl→CaCl₂ + H₂O

K₂O + 2KHSO₄→2K₂SO₄ + H₂O

Кислотные оксиды образуют неметаллы (Cl₂O₇, B₂O_3, CO₂, N₂O₅, SO_3, Cl₂O и др.), а также металлы d -типа IV-VII групп периодической системы в высшей степени окисления (V₂O₅, СгО₃, Мn₂O₇, WO₃ и др.).

Кислотные оксиды – ангидриды (т.е. обезвоженные формы) соответствующих кислот. Большинство кислотных оксидов растворимы в воде и взаимодействуют с ней, образуя кислоты:

SO₃ + H₂O→H₂SО₄

СrО₃ + Н₂О→H₂CrО₄

Однако известно немало кислотных оксидов, которые в воде не растворяются и с ней не взаимодействуют (SiO_2, V₂O_5, Sb₂O₅ и др.). Соответствующие им кислоты получают косвенно.

Некоторые оксиды в зависимости от условий могут присоединять разное число молекул воды, образуя мета - и орто -кислоты:

P₂O₅ + H₂O→2HPO₃ - метафосфорная кислота

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄ - ортофосфорная кислота

Способность образовывать орто- и метакислоты зависит от атомного радиуса элемента: чем меньше радиус, тем устойчивее метаформа.

Существуют кислотные оксиды, содержащие атом элемента в промежуточной степени окисления, которые при взаимодействии с водой образуют смесь двух кислот:

2NO₂ + H₂O→HNO₃ + HNO₂

Такие оксиды с основаниями или основными оксидами образуют смесь солей соответствующих кислот:

2NO₂ + 2NaOH→NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, основаниями и с основными солями, образуя соли:

N₂O₅ + 2NaOH→2NaNO₃ + H₂O

СО₂ + К₂О→К₂СО₃

SО₃ + 2FeOHSО₄→Fe₂(SО₄)₃ + H₂О

Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют свойства основных и кислотных оксидов (BeО, ZnO, Al₂О₃, Cr₂О₃, PbO, PbО₂, SnO, SnО₂). Оксиду ZnOсоответствует гидроксид цинка Zn(OH)₂ и цинковая кислота H₂ZnO₂; оксиду АI₂О₃ соответствует гидроксид AI(OH)₃и ортоалюминиевая Н₃АlO₃ или метаалюминиевая кислота НАlO₂ и т.д. Амфотерные оксиды реагируют с кислотами (кислотными оксидами), основаниями (основными оксидами), кислыми и основными солями, образуя соли:

Cr₂O₃ + 6HCl→2CrCl₃ + 3H₂О

АI₂О₃ + 3N₂O₅→2Al(NO₃)₃

Cr₂O₃ + 2NaOH→2NaCrO₂ + H₂O

Al₂O₃ + Na₂O 2NaAlO₂

ZnO + 2NaHSO₄→ZnSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

ZnO + 2CaOHCI→CaZnO₂ + CaCI₂ + H₂O

Амфотерные оксиды не растворяются в воде и с ней не реагируют.

Гидроксиды Э(ОН) _m (гидраты оксидов) подразделяются на три группы:

Кислоты – это электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония H₃O⁺).

Кислоты классифицируют:

· по растворимости;

· по количеству ионов водорода: одноосновные (HCl, HCN); двухосновные (H₂SO₄), трехосновные (H₃РО₄);

· по наличию атомов кислорода: бескислородные (H₂S, HCl, HF, H₂Te, H₂Se) и кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₂, HClO, HСlO₄);

· по способности образовывать ионы: на сильные (HCl, HNO₃, H₂SO₄ и др.) и слабые (H₂S, H₂CO₃, HCN, H₂SO₃ и др.). В pастворах слабые кислоты присутствуют в основном в виде молекул.

Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, основаниями, солями, металлами и неметаллами с образованием солей:

2HCl + СаО→СаСI₂ + Н₂О

H₂SO₄ + 2КОН→K₂SO₄ + 2Н₂О

H₂SO₄ + K₂SiO₃→H₂SiO₃ + K₂SO₄

HCl + ZnOHCl→ZnCl₂ + H₂О

2HCI + Mg→MgCl₂ + H₂

Сu + 2Н₂SО₄(конц.)→CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂О

S + 6HNO₃(конц.)→H₂SО₄ + 6NO₂ + 2H₂О

Основания – электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов образуют гидроксид-ионы ОН⁻:

Основания классифицируются:

· по числу гидроксильных групп: одно-, двух, трех и т.д.- кислотные (NaOH, Ca(OH)₂, AI(OH)₃);

· по отношению к воде на нерастворимые и растворимые, называемые щелочами (образованные металлами IA и IIA групп, кроме Mg, Be);

· по отношению к нагреванию: нерастворимые основания разлагаются на два оксида (2Cr(OH)₃ Cr₂O₃ + 3H₂O); растворимые не разлагаются, могут кипеть и перегоняться;

· по способности к диссоциации в водных растворах на сильные (NaOH, Ca(OH)₂) и слабые (Сu(ОН)₂, AI(OH)₃).

Основания взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами, солями:

2NaOH + SiO₂→Na₂SiO₃ + Н₂О

KOH + HCl→KCl + H₂O

Cu(OH)₂ + H₂SO₄→CuSO₄ + 2H₂O

3KOH + AlCl₃→¯Al(OH)₃ + 3KCl

Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂→3CaCO₃ + 2H₂O

Амфотерными называются гидроксиды, способные диссоциировать и по типу оснований (с образованием ОН⁻ - ионов) и по типу кислот (с образованием H⁺ - ионов), например,

ZnОН⁺ + OH⁻→Zn(OH)₂→H₂ZnO₂→H⁺ + НZnO₂⁻

Каждое из этих равновесий – ступенчатое; 1-я ступень диссоциации выражена сильнее остальных.

К амфотерным гидроксидам относятся: Zn(ОН)₂, Ве(ОН)₂, AI(OH)₃, Cr(OH)₃, Pb(OH)₂, Рb(ОН)₄, Sn(OH)₂, Sn(OH)₄, и др.

Все амфотерные гидроксиды не растворяются в воде. Характером диссоциации амфотерных гидроксидов объясняется их способность взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли:

2АI(ОН)₃ + 3H₂SO₄→АI₂(SО₄)₃ + 6H₂О

Al(OH)₃ + NaOH NaAIO₂ + 2H₂O или

АI(ОН)₃ + 3NaOH Na₃AIO₃ + 3H₂O

Растворение амфотерных гидроксидов в щелочных растворах рассматривается как процесс образования гидроксосолей (гидроксокомплексов): [Zn(OH)₄]²⁻, [Al(OH)₄]⁻, [Al(OH)₆]³⁻

Например: Аl(ОН)₃ + NaOH_(р-р)→Na[Al(OH)₄]

тетрагидроксоалюминат натрия,

Al(OH)₃ + 3NaOH_(р-р)→Na₃[AI(OH)₆]

гексагидроксоалюминат натрия.

Таким образом, ввиду двойственного характера амфотерные гидроксиды имеют два названия, например: Zn(ОH)₂ (или H₂ZnO₂) гидроксид цинка или цинковая кислота; АI(ОН)₃ (или Н₃АIО₃) - гидроксид алюминия или ортоалюминиевая кислота.

Соли – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и анионы кислотных остатков:

Э _n А _m ↔nЭ ^{m +} +mА ^{n −}

В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние (нормальные), кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода на металл: MgSO₄, Al₂(SO₄)₃, Na₃PO₄. В молекулах средних солей нет незамещенных ионов H⁺ или OH⁻. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т.е. реакции нейтрализации, например:

2NaOH + H₂SO₄→Na₂SO₄ + 2Н₂О

Уравнение диссоциации средней соли можно записать:

Na₂SO₄→2Na⁺ + SO₄²⁻

Средние соли взаимодействуют:

CuSO₄ + 2NaOH→Сu(ОH)₂ + Na₂SO₄

CuSO₄ + H₂S→CuS + H₂SO₄

СaСl₂ + Na₂CO₃→CaCO₃ + 2NaCl

Zn + Hg(NO₃)₂→Zn(NO₃)₂ + Hg

Названия средних солей составляют из латинского названия аниона в именительном падеже, а катиона – в родительном. Если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO₃ – нитрат калия, NaCl – хлорид натрия, FeSO₄ – сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ – сульфат железа (III).

Кислые соли – продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл, в молекулах кислых солей всегда есть незамещенные ионы водорода, например:

NaOH + H₂SО₄→NaHSO₄ + Н₂О

Кислые coли проявляют свойства кислот и солей. Взаимодействуют с металлами, оксидами, основаниями и солями:

Мg(HSO₄)₂ + Mg→2MgSO₄ + Н₂

2NaHSO₄ + Mg→MgSO₄ + Na₂SO₄ + H₂

Ca(HCO₃)₂ + CaO→2CaCO₃ + H₂O

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂→2СаСО₃ + 2Н₂О

2NaHSO₄ + Na₂CO₃→2Na₂SO₄ + CO₂ + Н₂О

Названия кислых солей производят добавлением к аниону приставки гидро -, а если необходимо, то с соответствующим числительным:

NaHSO₄ – гидросульфат натрия, КН₂РО₄ – дигидроортофосфат калия.

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп оснований на кислотные остатки. В молекулах основных солей есть незамещенные гидроксид-ионы основания, например:

Mg(OH)₂ + HCl→MgOHCI + H₂O

Основные соли проявляют свойства оснований и солей. Они реагируют с кислотами, кислыми солями, ангидридами кислот и щелочами:

AlOH(NO₃)₂ + HNO₃→Al(NO₃)₃ + H₂O

2FeOHSO₄ + SO₃→Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

MgOHCl + NaOH→Mg(OH)₂ + NaCl

2FeOHSO₄ + 2NaHSO₄→Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O + Na₂SO₄

Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставки гидроксо-:

AlOHSO₄ – сульфат гидроксоалюминия; Al(OH)₂Cl – хлорид дигидроксоалюминия.

Смешанные соли: KAl(SO₄)₂, (NH₄)₂Fe(SO₄)₂.

Двойные соли: CaCO₃∙MgCO₃.

Комплексные соли: K₃[AI(OH)₆], K₂[HgJ₄].

Вопросы для самоподготовки

1. По каким признакам классифицируют химические соединения?

2. Какие соединения называются оксидами, кислотами, основания-ми, солями?

3. Составьте химические и графические формулы соединений: ортокремниевая кислота, сульфат алюминия, гидросульфит магния, гидросульфид калия, гидрокарбонат бария, иодид гидроксостронция, нитрат гидроксохрома (III), сульфат дигидроксожелеза (III).

4. Напишите формулы оксидов, соответствующие указанным гидроксидам (KOH, H₂SO₄, Be(OH)₂). Укажите кислотно-основные свойства оксидов и подтвердите химическими реакциями в молекулярном виде. Назовите полученные соединения.

5. Приведите молекулярные уравнения реакций получения солей (кислых, основных, средних) при взаимодействии гидроксидов H₄SiO₄, Mn(OH)₂, Sn(OH)₂ с а) HCl; б) NaOH. Назовите полученные соли. Если взаимодействие не происходит, объясните причину.

6. Назовите соединения, приведите их графические формулы: H₃PO₄, Ca(OH)₂, Cr₂(SO₄)₃, KMnO₄, NaHSO₃, Ca(H₂PO₄)₂, (ZnOH)₂SeO₄, SO₃.

7. Составьте молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения:

Li®LiOH®LiH₂PO₄®Li₂HPO₄®Li₃PO₄

Be®BeCl₂®Be(OH)₂®Na₂[Be(OH)₄]®BeCl₂

8. Закончите уравнения реакций и назовите полученные соединения.

Li₂O + P₂O₅®; Cr₂O₃ + NaOH®; ZnO + Na₂O®;

CO₂ + Mg(OH)₂®; CaOHNO₃ + HCl®; NaHCO₃ + NaOH®;

Na₂HPO₄ + NaOH®; Mg(HSO₄)₂ + MgOHNO₃®.

9. Составьте в молекулярном виде реакции получения всех возможных солей при взаимодействии гидроксида цинка и сернистой кислоты.

10. С какими из перечисленных ниже веществ будут реагировать серная кислота, гидроксид калия: Ba(NO₃)₂, ZnO, AICI₃, CO₂, Mg, Cu(OH)₂, NaHCO₃, Al, FeOHCI₂, Be(OH)₂. Напишите уравнения соответствующих реакций.

ТЕСТЫ

1. Вставьте в уравнения реакций пропущенные соединения:

а) SO₂ +... = K₂SO₃;

б) H₂SO₄ +... =... + H₂O;

в) KOH +... = AgOH +...;

г) NaCl +... = PbCI₂ +....

2. Какие из перечисленных гидроксидов одновременно являются кислотами?

а) Ba(OH)₂;

б) Be(OH)₂;

в) Mn(OH)₂;

г) Fe(OH)₂.

3. Сколько кислых солей может быть получено при взаимодействии гидроксида калия и ортофосфорной кислоты?

а) ни одной;

б) три;

в) две;

г) одна.

4. Какие из приведенных реакций записаны неправильно:

а) KOHSO₃ + CaHNO₂ = KSO₃ + CaNO₂ + _H2O;

б) Ca(OH)₂ + 2NaOH = NaCaO₂ + 2Н₂О;

в) SO₃ + K₂O = K₂SO₄;

г) 3K₂HPO₄ + 3NaOH = 2K₃PO₄ + Na₃PO₄ + 3Н₂О?

5. Из какого соединения можно получить негашеную известь?

а) карбонат кальция;

б) сернистая кислота;

в) гидрокарбонат натрия;

г) гидроксид кальция.