I.2.1.1. Номенклатура оксидов

ФАРМАЦЕВТИЧЕСКИЙ ФИЛИАЛ

ГБОУ СПО «СВЕРДЛОВСКИЙ ОБЛАСТНОЙ МЕДИЦИНСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

Кафедра химии и фармацевтической технологии

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Учебное пособие для самостоятельной работы студентов по учебной дисциплине «Общая и неорганическая химия»

Екатеринбург

Пособие для самостоятельной работы студентов по общей и неорганической химии / сост. преподаватель химии, кандидат химических наук А.И. Серебрякова. – Екатеринбург; Фармацевтический филиал ГБОУ СПО «СОМК», 2012. – 34 с.

Рецензент: Л.И. Русинова доцент УГТУ - УПИ, кандидат химических наук

Учебное пособие предназначено для самостоятельной работы студентов. Пособие содержит два раздела. В первом разделе рассматривается классификация, номенклатура, свойства неорганических соединений. Приведены примеры веществ различных классов, даны задания для самостоятельной работы. Второй раздел посвящен сложным веществам координационного строения – комплексным соединениям, которые широко используются в качестве аналитических реагентов в фармацевтическом анализе. Данное пособие позволяет повторить материал о классах соединений и подготовиться изучению учебной дисциплине Аналитическая химия и ПМ 02 МДК 02.02. «Контроль качества лекарственных средств».

Учебное пособие рассмотрено на заседании кафедры химии и фармацевтической технологии (протокол № 2 от 07 сентября 2012 года)

СОДЕРЖАНИЕ

I.Основы классификации неорганических соединений 5

I.1. Простые вещества 5

I.2. Сложные вещества 5

I.2.1. Оксиды 5

I.2.1.1. Номенклатура оксидов 6

I.2.1.2. Физические свойства оксидов 6

I.2.1.3. Получение оксидов 6

I.2.1.4. Химические свойства оксидов 7

I.2.2. Гидроксиды 7

I.2.2.1. Кислоты (кислотные гидроксиды) 9

I.2.2.1.1. Физические свойства кислот 9

I.2.2.1.2. Получение кислот 9

I.2.2.1.3.Химические свойства кислот 9

I.2.2.2. Основания (основные гидроксиды) 10

I.2.2.2.1. Физические свойства оснований 10

I.2.2.2.2. Получение оснований 11

I.2.2.2.3. Химические свойства 11

I.2.2.3. Амфотерные гидроксиды 11

I.2.2.3.1. Химические свойства амфотерных гидроксидов 12

I.2.3. Соли 15

I.2.3.1. Средние или нормальные соли 15

I.2.3.1.1. Получение средних солей 15

I.2.3.1.2. Химические свойства средних солей 16

I.2.3.2. Кислые соли 16

I.2.3.2.1. Получение кислых солей 16

I.2.3.2. Основные соли 16

I.2.3.2.1. Получение основных солей 17

I.2.3.3. Смешанные соли 19

I.2.3.4. Двойные соли 19

I.2.3.5. Комплексные соли 19

II. Комплексные соединения 20

II.1.Понятие и определение 20

II.2. Классификация 21

II.3. Координационное число 21

II.4. Строение комплексного иона с точки зрения электронного

строения комплексообразователя 22

II.5. Определение заряда комплексообразователя и комплексного иона 23

II.6. Номенклатура 23

II.6.1. Номенклатура комплексных соединений катионного типа 23

II.6.2. Номенклатура комплексных соединений анионного типа 24

II.7. Диссоциация комплексных соединений 25

II.8. Получение некоторых комплексных соединений 26

II.9. Значение и применение комплексных соединений 27

II.10. Кристаллогидраты солей, как комплексные соединения 28

II.11. Двойные соли, как комплексные соединения 28

Приложение 29

Список рекомендуемой литературы 37

I. ОСНОВЫ КЛАССИФИКАЦИИ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Для удобства изучения данной темы представим классификацию в виде схемы 1 (см. приложение).

Расшифруем данную схему.

I.1.Простые вещества

Простые вещества состоят из одного химического элемента, т.е., атомов одного вида, и делятся на металлы и неметаллы. В Периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева металлырасположены в левом нижнем углу (элементы главных подгрупп), плюс к этим элементам все элементы побочных подгрупп (d-элементы) и все f-элементы – лантаноиды и актиноиды:

I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru Li Be

Граница элементов главных

_____Al_______ подгрупп проходит через металлы

__ \ бериллий, алюминий, германий,

______Ge______ сурьма, полоний

__ \

________Sb____ _ d-элементы

__

_________Po___ /

Fr

___________________

F-элементы

Неметаллы расположены только в главных подгруппах Периодической таблицы, в правом верхнем углу, включая атом водорода:

H He

I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru B Ne

Ar

Kr

Xe

At Rn

I.2.Сложные вещества

I.2.1. Оксиды – химические соединения, состоящие из двух разных элементов, один из которых кислород в степени окисления (-2).

Несолеобразующие оксиды – не соответствуют никаким гидроксидам (ни кислотным, ни основным, ни амфотерным) и не образуют солей.

Солеобразующие оксиды – соответствуют гидроксидам и образуют соли.

Основные оксиды - оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 (иногда к ним относят некоторые оксиды, в которых находятся химические элементы в степени окисления +3: Bi2O3, Fe2O3, однако основные свойства в них преобладают). Например, BaO, CaO, Li2O, CuO, FeO и др.

Кислотные оксиды - оксиды неметаллов и некоторых металлов, имеющих степень окисления от +4 и выше. Например: SO3, CO2, Mn2O7, N2O5 и др.

Амфотерные оксиды – оксиды некоторых элементов со степенями окисления +2, +3, +4. Например, ZnO, Al2O3, GeO, PbO, PbO2, Cr2O3, MnO2 и др.

I.2.1.1. Номенклатура оксидов

1. Строго по международной номенклатуре оксиды называют: « оксид элемента» с указанием степени окисления или валентности элемента. Например, SO3 – оксид серы (VI) или оксид серы (+6). Если степень окисления или валентность непеременные (единичные), то в названии их опускают. Например, CaO – оксид кальция.

Учитывая, что максимальная валентность азота в соединениях равна (IV) , оксид азота N2O5 правильнее называть оксид азота (+5).

Применительно к международной номенклатуре, можно давать названия с приставками, указывающими количество атомов кислорода (ди-, три-, тетра-, пента-): SO2 – диоксид серы, Р2О5 – пентаоксид фосфора и т.д.

2. Сохранилась в употреблении русская номенклатура с применением слова «окись». Например, N2O5 – полупятиокись азота (учитывая число атомов кислорода, приходящихся на один атом азота), СО2 – двуокись углерода, ОsО4 – четырехокись осьмия.

3. Тривиальные названия имеют только некоторые оксиды, например, СО2 – углекислый газ; СО – угарный газ; N2O – «веселящий газ»; F3O4 – железная окалина.

4. Для кислотных оксидов применимо название, как ангидрида кислоты.

Например, Р2О5 - фосфорный ангидрид или ангидрид фосфорной кислоты.

1.2.1.2. Физические свойства: газы (CO2), твердые (P2O5), окрашенные (Cu2O), с запахом (SO2), без запаха (NO), бесцветные или белые (СaO, CO2), растворимые в воде (CaO, K2O, SO2 и др.), нерастворимые в воде (CuO, SiO2)

1.2.1.3. Получение:

1) окисление (горением простых веществ):

S + O2 à SO2 ,

2 Ca + O2 à 2CaO;

2) горение сложных веществ:

СН4 + 2О2 à CO2 + 2H2O;

3) разложение солей (t 0C)

СaCO3 à CO2 + CaO;

4) разложение твердых оснований с валентностью > I (t 0C):

Cu(OH)2 à CuO + H2O;

5) разложение некоторых кислот (t 0C):

H2SiO3 à SiO2 + H2O;

6) при окислении соответствующего металла оксидом другого менее активного металла (t 0C):

2Al + Cr2O3 à 2Cr + Al2O3;

7) при окислении низших оксидов и разложении высших (t 0C):

2SO2 + O2 à 2SO3 +Q

4CrO3 à 2Cr2O3 + 3O2;

1.2.1.4. Химические свойства:

Основные Кислотные
1. С водой СaO + H2O = Ca(OH)2 ↓ основание 1. С водой SO2 + H2O = H2SO3 кислота
2. C кислотами СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O соль + вода 3. С основаниями SO2 +2NaOH = Na2SO3+ H2Oсоль+ вода
3. Друг с Сa O + другом SO2 = CaSO3 соль

Амфотерные оксиды

-реагируют со щелочами и кислотами, образуя соль и воду:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3 H2O

Al2 O3 + 2NaOH = 2 NaAlO2 + H2O;

метаалюминат

натрия

-с водой не взаимодействуют.

I.2.2. Гидроксиды – сложные вещества, в которых элемент связан с группами «ОН» (гидроксо – или гидроксильными). Их можно рассматривать, как продукты взаимодействия соответствующих оксидов с водой при допущении, что эти оксиды с ней взаимодействуют.

Н – О

\

СО2 + Н2О à H2CO3 C = O

/

H – О

Na2O + H2O à Na2O2H2 (2 NaOH) Na – O – H

Н – О

\

SiО2 + Н2О à H2SiO3 Si = O

/

H – О

Н – О

\

P2 О5 + 3Н2О à H6P2 O8 (3 H3PO4) H – O - P = O

/

H – О

O - H

/

FeO + H2O à FeO2H2 ( Fe(OH)2) Fe

\

O – H

Как видно из структурных формул с элементом могут быть связаны и

- ОН ( гидроксогруппы) и = О (оксогруппы).

Общая формула гидроксидов Э(ОН)nOm

Н → О O

\ //

H → O- Э : : : (O)

∙ | \\

(НО) ∙ O O

|

H

Чем больше оксогрупп (=О) и чем выше (более положительная) степень окисления определяющего химического элемента, тем слабее химическая связь между атомами водорода и кислорода, электроны сдвигаются к кислороду связи ОН и такое вещество диссоциирует, как кислота - с отрывом катиона водорода.

Сравним строение фосфорной и хлорной кислот:

Н – О O

\+5 +7 //

H – O - P = O Н – О – Cl = O

/ \\

H – О O

Согласно сказанному выше связь О – Н слабее в хлорной кислоте и этот гидроксид, как кислота, самый сильный в ряду химических элементов III периода.

I.2.2.1. Кислоты - сложные вещества, которые состоят из катиона водорода и кислотного остатка, т.е., при диссоциации в качестве катионов образуют только катионы водорода Н+.

Они делятся на кислородосодержащие - кислотные гидроксиды и на бескислородные. По числу атомов водорода - на одноосновные и многоосновные.

I.2.2.1.1. Физические свойства кислот:

1) жидкие (серная, хлорная);

2) твердые (фосфорная, борная);

3) летучие (сероводородная, соляная);

4) некоторые имеют запах (сероводородная);

5) некоторые имеют цвет (хромовая H2CrO4 - желтый раствор);

6) тяжелее воды (при приготовлении растворов следуй правилу: «Не лей воду в кислоту!»);

7) кислый вкус;

8) разъедают растительные и животные ткани.

I.2.2.1.2. Получение:

1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:

SO2 + H2O = H2SO3 ;

2) взаимодействие некоторых простых веществ с водородом с Cl2, Br2 на свету:

H2 + Cl2 = 2 HCl ( c Br2 , S, I2 );

3) взаимодействие соли с кислотами (кислота менее летучая и более

сильная, чем та, которая образует реагирующую соль):

t

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2 HCl (см. в приложении ряд силы кислот);

ТВ. конц. газ

I.2.2.1.3. Химические свойства кислот:

взаимодействие с металлами:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 ;

взаимодействие с основными оксидами:

СaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O;

взаимодействиеие со щелочами и нерастворимыми основаниями:

NaOH + HCl = NaCl + H2O;

взаимодействие с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2 H2O;

взаимодействие с солями:

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2;

Цвет индикаторов в кислой среде:

лакмус – красный

метилоранж – розовый

метиловый красный - красный;

Кислоты, содержащие элементы 3,4,5 групп дают мета- и орто – кислоты.

Мета кислоты содержат на одну молекулу воды меньше, чем ортокислоты:

НВО2 и Н3ВО3 , НAlО2 и Н3AlО3 , НPО3 и Н34

Кислоты 6, 7 групп метакислот не имеют.

I.2.2.2. Основания (основные гидроксиды):

Гидроксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (исключая цинк и бериллий, свинец, олово), проявляют основные свойства и при диссоцииации в качестве аниона образуют только гидроксид-анион (О-Н группу).

Например, гидроксид натрия, гидроксид меди (+2 или II)

I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru · ·

NaOH: Na )))• · O· ( H

· ·

       
  I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru   I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru

RNa RH

И у атома натрия, и у атома водорода на внешнем уровне по одному электрону. Связь с ядрами разная в силу неодинаковой удаленности от них электронов: у натрия радиус атома больше, и этот электрон менее прочно связан с ядром, чем у водорода. При диссоциации отрывается гидроксид - анион ОН- .

Таким образом, основания это – сложные вещества, содержащие положительно заряженные ионы металлов ( или аммония) и одну или несколько гидроксо- групп, или, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только анионы гидроксогруппы.

В называниях оснований сохраняется слово «гидроксид», а затем добавляется: «такого-то металла» с указанием валентности или степени окисления.

По числу гидроксогрупп основания делятся на однокислотные, двухкислотные:

(КОН, Cu(OH)2).

I.2.2.2.1. Физические свойства оснований: твердые вещества белые (NaOH, Ba(OH)2) или окрашенные (Сu(OH)2 , Ni(OH)2); Щелочи – растворимые в воде основания

(NaOH, Ba(OH)2.) Нерастворимые в воде основания - Fe(OH)2, Cr(OH)2 и др.

Особо надо сказать о гидроксиде аммония: NH4OH. Это вещество растворимо в воде, но более правильное его называние - раствор аммиака в воде: NH3 · H2O. Процесс растворения происходит за счет образования водородных связей

между атомами азота аммиака и атомами водорода воды, или - атомами кислорода воды и атомами водорода аммиака.

I.2.2.2.2. Получение оснований:

1) при взаимодействии основных оксидов с водой получают щелочи:

СaO + H2O = Ca(OH)2;

2) взаимодействие щелочных (Na, K) и щелочноземельных (Ca, Ba) металлов с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH + Н2;

3) действие щелочей на растворимые соли:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4;

Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 ↓+ 2NaOH;

I.2.2.2.3. Химические свойства:

-нерастворимых оснований:

1) взаимодействуют с кислотами:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;

2) разлагаются при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO + H2O;

-щелочей:

1) с кислотными оксидами:

SO2 +2 NaOH =Na2SO3 + H2O;

2) с амфотерными оксидами:

Al2 O3 + 2NaOH = 2 NaAlO2 + H2O;

3) с кислотами:

NaOH + HCl = NaCl + H2O (р-ция нейтрализации);

3) взаимодействие с солями:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4 ;

4) с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды (Zn, Al):

Zn + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2;

5) индикаторы в щелочной среде:

а) фенолфталеин – малиновый

б) тимолфталеин – синий

в) метилоранж – желтый

г) лакмус – синий;

6) щелочи взаимодействуют со многими органическими веществами, например, омыляют жиры;

7) разъедают ткани и называются едкими (едкий натр);

8) гидроксиды ртути (II) и серебра (I) разлагаются в момент получения:

а) Hg(OH)2 = HgO + H2O;

б) 2 AgOH = Ag2O + H2O

I.2.2.3. Амфотерные гидроксиды -химические соединения, состоящие из металла, связанного с гидроксогруппой (степени окисления и валентности металлов в основном +3 и +4, за исключением гидроксида цинка и бериллия - +2).

Такие соединения взаимодействуют и с кислотами и с основаниями, то есть, проявляют кислотно - основную двойственность (амфотерность).

I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru H2O

I.2.1.1. Номенклатура оксидов - student2.ru Zn(OH)2 = H 2ZnO2 ; Al(OH)3 = H3AlO3

ортоалюминиевая HAlO2

кислота метаалюминиевая

кислота

I.2.2.3.1. Химические свойства амфотерных гидроксидов:

1) с кислотами: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

2) со щелочами: Zn(OН)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

цинкат натрия

ПРИМЕРЫ И ЗАДАНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

Пример 1. Назовите оксиды: а) SnO2; б) Аl2O3; в) N2O3

Решение и ответ:

а) степень окисления олова в данном оксиде +4. SnO2 - оксид олова (IV);

б) степень окисления алюминия +3 - постоянная. Аl2O3 - оксид алюминия;

в) степень окисления азота в оксиде +3 . N2O3 - оксид азота (III).

Задание 1. Назовите оксиды: а) SO3; б) ZnO; в) Cr2O3

Пример 2. Укажите xapaктep (основной, кислотный,

амфотерный) оксидов: а) SO2;5) MgO; в) Sn О2; г) Re2О7;

д) СO.

Решение:

а) SО2 - оксид неметалла, кислотный, соответствует сернистой кислоте;

б) MgO - оксид элемента главной подгруппы II группы, основной;

в) SnO2 - амфотерный;

г) Re2О7 - высший оксид (высшая степень окисления рения) элемента

элемента побочной подгруппы, кислотный;

д) СO - несолеобразующий оксид.

Задание 2. Укажите характер оксидов: а) SO3; б) Аl2O3;

в) CrO3 ( d-элемент в высшей степени окисления);

г) MnО2 (d-элемент в средней степени окисления);

д) СаO.

Наши рекомендации