Основные классы неорганических соединений

Классификация веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO₂, H₂CO₃, HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.

Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.

По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr₂O₃, K₂O, CO₂ и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N₂O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

CuO + 2HCl=CuCl₂ + H₂O,

MgO + CO₂ = MgCO₃.

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH,

CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

a) CuO + 2HCl=CuCl₂ + H₂O;

б) CuCl₂ + 2KOH = Cu(OH)₂ +2KCl.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O,

CaO + CO₂ = CaCO₃.

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO₂, N₂O₅, SiO₂, CO₂ и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления ( +5, +6, +7, +8 )- V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇ и др..

Ряд кислотных оксидов (SO₃ , SO₂ , N₂O_{3 ,} N₂O₅ , CO₂ и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

SO ₃ + H₂O = H₂SO₄,

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO₂ , TeO₂ , TeO₃ , MoO₃ , WO₃ , и др. ) получают косвенным путем. Например:

а) SiO₂ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + H₂O

б) Na₂SiO₃ +2HCl= H₂SiO₃ + 2NaCl

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

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

SnO + H₂SO₄ = SnSO₄ + H₂O,

SnO + 2KOH + H₂O = K₂ [Sn(OH)₄],

ZnO + 2KOH = K₂ZnO₂ + H₂O[3].

К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃, Sb₂O₃, MnO₂ и др.

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na₂O, MgO - основные оксиды; Al₂O₃ – амфотерный; SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇ - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

4Fe + 3O₂ = 2Fe₂O₃,

S + O₂ = SO₂.

2. Горение сложных веществ:

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O,

2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

CaCO₃ ® CaO + CO₂,

Cd(OH)₂ ® CdO + H₂O,

H₂SO₄ ® SO₃ + H₂O.

Номенклатура оксидов.Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO₂ – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na₂O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO₂ – диоксид углерода и т.д.

Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH)₂ и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO₃, H₃PO₄, и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH)₂, Al(OH)₃ и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи E_{O - H} << E_{Э - О}, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу , т. е. разрушается связь О – Н.

ЭОН D ЭО^- + H⁺

Если E_O-H >> E_{Э – O}, то диссоциация гидроксида протекает по основному типу , т. е. разрушается связь Э - O

ЭOH D Э⁺ + OH^-

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах :

Эⁿ⁺ + nOH^- D Э(OH)_n = H_nЭO_n Û nH⁺ + ЭО_n^n-

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH)₂ – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид;

H₂SiO₃, H₃PO₄, H₂SO₄, HСlO₄ – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

Кислоты

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO₃ – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H₂S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H₂SO₄ + Cu (OH)₂ = CuSO₄ + 2H₂O.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃)₂ + H₂O,

H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O.

3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Zn + 2HCl =ZnCl₂ + H₂ ­.

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Cu + 2HCl ≠.

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.

4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H₂SiO₃ H₂O + SiO₂.

5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

H₂SO_4конц + NaCl_тв = NaHSO₄ + HCl↑.

6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о-, окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H₂S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая; например, H₂SO₄ – серная кислота, HClO₄ – хлорная кислота, H₃AsO₄ – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO₃ - хлорноватая кислота), истая (HClO₂ - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO₃ – азотная кислота, HNO₂ – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто- , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета- . Например :

P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃ - метафосфорная кислота;

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄ - ортофосфорная кислота.

Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH₄OH).

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH)₂ – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ ¯ + H₂O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

2KOH + Al₂O₃ = 2KAlO₂ + H₂O 1,

2KOH + SnO + H₂O = K₂[ Sn(OH)₄ ].

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ +2H₂O2,

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂[ Zn(OH)₄ ]3.

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH)₂ = CaO + H₂O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂ [Zn(OH)₄] + H₂↑

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды ( гидраты амфотерных оксидов ) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO₂^2- + 2H⁺ Û Zn(OH)₂ Û Zn²⁺ + 2OH .

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O,

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ ZnO₂ (реакция в расплаве),

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ [Zn(OH)₄] (реакция в растворе).

Номенклатура оснований.Названия оснований строятся из слова “гидроксид” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH)₃ - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH)₂ – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S,H₃PO₄ и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)₂,Ca (OH)₂, Al (OH)₃ и т. д.).

Примеры образования солей:

Ca (OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O,

CaSO₄ (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O,

NaHSO₄ (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu (OH)₂ + HCl = CuOHCl + H₂O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + Cu (OH)₂↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑,

NaCl_тв + H₂SO_4конц = NaHSO₄ + HCl↑;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH;

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO₃ + NaCl = NaNO₃+ AgCl↓,

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al (OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂.

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO₃ = CaO + CO₂.

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO₄ + 5H₂O = CuSO₄٭ 5H₂O ΔH<0

белого цвета сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO₄ + NaOH= Na₂SO₄ + H₂O,

MgOHCl + HCl = MgCl₂ + H₂O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой :

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl₂ = MgCl₂ + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂.

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH)₃ + 3HCl= FeCl₃ + 3H₂O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl₂ + 2KOH = Fe(OH)₂ ¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO₃)₂ + K₂SO₄ = BaSO₄ ¯ + 2KNO₃.

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

2K + S = K₂S.

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂.

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

Номенклатура солей.Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. Например: SnS – сульфид олова (II), Na₂Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат. Например, соли азотной кислоты HNO₃ называются нитратами, серной кислоты H₂SO₄ – сульфатами, хромовой кислоты H₂CrO₄ – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO₂ называются нитритами, сернистой кислоты H₂SO₃ – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “), ее анион получает приставку гипо- и окончание -ит. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO₄ называют перманганатами, хлорной кислоты HClO₄ – перхлоратами, йодной кислоты HIO₄ – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H₂MnO₄, хлорноватой HClO₃ и йодноватой HIO₃ кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na₂HPO₄ – гидроортофосфат натрия, NaH₂PO₄ – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков