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 Li Be

Граница элементов главных

_____Al_______ подгрупп проходит через металлы

__ \ бериллий, алюминий, германий,

______Ge______ сурьма, полоний

__ \

________Sb____ _ d-элементы

_________Po___ /

___________________

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 B Ne

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, PbO_2,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 SO_{2 ,}

2 Ca + O₂ à 2CaO;

2) горение сложных веществ:

СН₄+ 2О₂à 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):

H₂SiO₃à 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 = H₂SO₃кислота
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)_nO_m

Н → О O

\ //

H → O- Э : : : (O)

∙ | \\

(НО) ∙ O O

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):

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 Н₃ВО_{3 ,}НAlО₂ и Н₃AlО₃, НPО₃ и Н₃PО₄

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

^{· ·}

R_Na R_H

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