Классификация и номенклатура неорганических соединений

Все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простыми называют вещества, образованные атомами одного элемента. Например, водород Н₂, азот N₂, железо Fe и т.д. Понятия «простое вещество» и «химический элемент» различны. Так, химических элементов известно 118, в то время как простых веществ около 450. Это связано с тем, что некоторые химические элементы образуют несколько простых веществ. Данное явление называется аллотропией. Причина аллотропии заключается или в различном составе молекул (например, O₂ и O₃), или в различном кристаллическом строении аллотропных модификаций (алмаз и графит).

Простые вещества, в свою очередь, делятся на металлы и неметаллы.

Неметаллов известно всего 24. Это водород, инертные газы, углерод, азот, кислород, галогены, кремний, фосфор, сера, германий, мышьяк, селен, сурьма и теллур. Остальным элементам отвечают простые вещества — металлы. Деление на металлы и неметаллы условно. Свойства многих элементов являются промежуточными между свойствами типичных металлов и типичных неметаллов. Есть элементы, у которых одна аллотропная модификация проявляет характерные металлические свойства, а другая — свойства неметалла (например, белое и серое олово).

Сложные вещества состоят из нескольких химических элементов. Например, фосфорная кислота Н₃РO₄ — из трех (водорода, фосфора и кислорода). Сложные неорганические вещества принято делить на следующие классы.

Эта классификация несовершенна и не отражает всего многообразия неорганических веществ. Так, аммиак NH₃, не являясь гидроксидом, проявляет тем не менее свойства оснований. Кроме указанных в схеме классов соединений есть и другие (карбиды, нитриды, гидриды и др.), относимые обычно к бинарным соединениям.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — кислород в степени окисления -2. Последнее уточнение связано с тем, что существуют и аналогичные по составу пероксиды, содержащие кислород в степени окисления -1. Сравните: Н₂O^-2 — оксид водорода, Н₂O₂^-1 — пероксид водорода.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов составляют из слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже (с указанием в скобках степени окисления элемента римскими цифрами):

СuО — оксид меди (II)

Сu₂O — оксид меди (I)

NO₂ — оксид азота (IV)

N₂O₅— оксид азота (V)

Иногда используют устаревшие названия без указания степени окисления элемента, указывая, однако, число атомов кислорода, например: СО — монооксид углерода и СO₂ — диоксид углерода.

И, наконец, в ряде случаев используют исторически сложившиеся, тривиальные названия, например: Н₂O — вода, СO₂ — углекислый газ, SO₂ — сернистый газ, N₂O — закись азота (веселящий газ).

Классификация оксидов. Оксиды делятся на три группы: несолеобразующие, солеобразующие и солеобразные.

Несолеобразующие оксиды (к ним относятся СО, NO, N₂O) не взаимодействуют с водными растворами кислот и щелочей с образованием солей. Название «несолеобразующие» условно. Так, оксид углерода(II) не реагирует с водным раствором щелочи при обычных условиях, однако реакция становится возможной с твердой щелочью при сильном нагревании под давлением (при этом образуется соль муравьиной кислоты):

Несолеобразующие оксиды называют иногда безразличными оксидами.

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делят на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотными называют оксиды, которым соответствуют кислоты. Кислотные оксиды реагируют с основаниями с образованием соли и воды. Это оксиды, образованные неметаллами или переходными металлами в высоких степенях окисления. К ним, например, относятся: СO₂, SO₂, SO₃, Р₂O₅, SiO₂, CrO₃, Mn₂O₇. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой (за исключением Si0₂), образуя соответствующую кислоту:

Основными называют оксиды, которым соответствуют основания. Они реагируют с кислотами с образованием соли и воды. В состав основного оксида входят только типичные (активные) металлы. Степень окисления металла в основных оксидах не превышает, как правило, +2. К основным принадлежат оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, магния, таллия (I). В школьном курсе химии к основным оксидам относят и такие оксиды, как CuO, MnO, CrO, FeO. Строго говоря, все оксиды переходных элементов проявляют слабоамфотерные свойства, но поскольку основные свойства CuO, MnO, СrО и FeO явно преобладают над КИСЛОТНЫМИ, допустимо считать их оксидами основными.

Амфотерными называют оксиды, проявляющие химическую двойственность. Они сочетают в себе качества как кислотных оксидов (реагируя с основаниями), так и основных оксидов (реагируя с кислотами). Амфотерные свойства проявляют BeO, ZnO, Аl₂O₃, СR₂O₃, SnO, SnO₂, Sb₂O₃, Fe₂O₃и др.

К двойным, или солеобразным, оксидам относят оксиды, содержащие элемент в двух различных степенях окисления, например Fe₃O₄, Рb₃O₄ и др. Так, минерал магнетит (железная окалина) Fe₃O₄содержит катионы железа в двух разных степенях окисления и может рассматриваться, во-первых, как двойной оксид: FeO ∙ Fe₂O₃или (Fe⁺²Fe₂⁺³)O₄и, во-вторых, как солеобразное соединение Fe⁺²(Fe⁺³O₂)₂.

При взаимодействии с кислотами магнетит образует не одну, а две разные соли:

Аналогично свинцовый сурик Pb₃O₄можно рассматривать как двойной оксид (Рb₂⁺²Рb⁺⁴)O₄ или как соль Рb₂⁺²(Рb⁺⁴O₄).

Гидроксиды

Гидроксиды можно рассматривать как продукты взаимодействия оксидов с водой. Состав гидроксидов может быть выражен общей формулой ЭО_n(ОН)_m. Гидроксидами являются гидроксид натрия NaOH, гидроксид магния Mg(OH)₂, гидроксид алюминия Аl(ОН)₃, гидроксид хрома Сr(ОН)₃, гидроксид серы(VI) SO₂(OH)₂, гидроксид азота(V) NO₂(OH).

Классификация гидроксидов. Гидроксиды можно классифицировать следующим образом.

Среди приведенных выше гидроксидов основаниями являются NaOH и Mg(OH)₂; амфотерными гидроксидами — Аl(ОН)₃ и Сr(ОН)₃; кислородсодержащими кислотами — SO₂(OH)₂и NO₂(OH).

Общепринято гидроксиды-основания и амфотерные гидроксиды называть именно гидроксидами, в то время как гидроксиды неметаллов, проявляющих кислотные свойства, относить к кислотам. В этой связи формулы гидроксидов неметаллов записывают так, как это принято для кислот, — на первом месте записывают атом водорода: H₂SO₄ вместо SO₂(OH)₂, HNO₃ вместо NO₂(OH) и т.д.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания — сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах образуются в качестве анионов только гидроксид-ионы ОН^-. Металлы, образующие основные оксиды, образуют и гидроксиды-основания. К хорошо растворимым в воде основаниям, проявляющим сильные основные свойства, относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (Na, К, Sr, Ва и др.). Гидроксиды других металлов практически нерастворимы (например, Сu, Мn и др.). Гидроксиды-основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации).

К амфотерным гидроксидам относятся гидроксиды алюминия, цинка, бериллия, хрома (III), железа (III), сурьмы (III) и (V) и др.

Если элемент-металл проявляет несколько степеней окисления, то основные свойства гидроксидов с ростом степени окисления уменьшаются с одновременным увеличением кислотных свойств. Так, гидроксид хрома (II) Сr(ОН)₂ проявляет преимущественно основные свойства, гидроксид хрома (III) Сr(ОН)₃ — амфотерные, гидроксид хрома (VI) СrO₂(OН)₂ — сильные кислотные свойства, т.е. является кислотным гидроксидом.

Примерами кислотных гидроксидов — кислородсодержащих кислот могут быть серная и фосфорная кислоты: H₂SO₄ (или SO₂(OH)₂); Н₃РO₄ (или РО(ОН)₃).

Номенклатура гидроксидов. В соответствии с номенклатурными правилами при названии гидроксида после слова «гидроксид» следует указать элемент и его степень окисления (если элемент проявляет постоянную степень окисления, то ее можно не указывать):

NaOH — гидроксид натрия

Mg(OH)₂— гидроксид магния

Сr(ОН)₂ — гидроксид хрома(II)

Сr(ОН)₃ — гидроксид хрома(II)

Н₂СrO₄ — гидроксид хрома(VI)

Классификация и номенклатура кислот будет дана далее на схеме 4.

Кислоты

Кислотой, в соответствии с теорией Аррениуса, называется вещество, при электролитической диссоциации которого в качестве катионов образуются только ионы водорода Н⁺. Также существует и иное определение кислот, согласно которому кислота — сложное вещество, состоящее из атомов водорода, способных замещаться на металл, и кислотного остатка.

Главным химическим свойством кислот является взаимодействие с основаниями, которое получило название реакция нейтрализации, приводящее к образованию соли и воды.

Номенклатура кислот. Названия кислот производятся от названия элементов, их образующих. Если элемент образует несколько кислородсодержащих кислот, это отражается в названии кислоты введением суффиксов «-оватая», «-истая», «-оватистая» (по мере уменьшения степени окисления элемента). В случае если одной степени окисления отвечает несколько кислот, то в название вводят префикс «ди-» (отражающий наличие двух атомов кислотообразователя) или «мета-», «орто-» (если кислоты отличаются количеством связанной воды). В таблице 5 приведены формулы, названия кислот (в скобках указаны тривиальные названия) и кислотных остатков некоторых кислот.

Классификация кислот. По составу кислоты делят на бескислородные и кислородсодержащие (кислородсодержащие кислоты можно рассматривать и как гидроксиды). Примерами бескислородных кислот являются хлороводородная НСl, сероводородная H₂S, фтороводородная HF. К кислородсодержащим кислотам (кислотным гидроксидам) относятся серная H₂SO₄, азотная HNO₃, ортофосфорная Н₃РO₄, хлорная НСlO₄.

По числу атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, кислоты делят на одноосновные (HF, НСl, НСlO₄), двухосновные (H₂S, H₂SO₄), трехосновные (Н₃РO₄), четырехосновные (H₄SiO₄).

По силе кислоты делят на сильные, полностью диссоциирующие в разбавленных водных растворах, и слабые, диссоциация которых весьма мала. К сильным кислотам относится не так много кислот, это НСl, НСlO₄, H₂SO₄, HNO₃, НМnO₄ и некоторые другие. Большинство остальных кислот — слабые.

Кислоты можно классифицировать по растворимости в воде (кремниевые кислоты, в отличие от остальных, в воде не растворяются) и по термической устойчивости (весьма неустойчивы угольная, сернистая, азотистая кислоты, в то время как серная и фосфорная устойчивы к нагреванию).

В общем виде классификацию кислот можно представить в следующем виде

Соли

Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Роль атомов металлов могут играть и другие катионы, например ионы аммония NH₄⁺. В соответствии с теорией электролитической диссоциации Аррениуса соли — сложные вещества, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Номенклатура солей. Названия солей строятся из двух слов — названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже, например, MgBr₂ — бромид магния. Для металлов с переменной степенью окисления ее указывают в скобках после названия, например, Cr(NO₃)₃— нитрат хрома (III).

Названия кислых солей начинаются с префикса «гидро-» (указание на атомы водорода). Если атомов водорода два, то говорят «дигидро-». Например, КНСO₃ — гидрокарбонат калия, Sr(H₂PO₄)₂— дигидрофосфат стронция. Названия основных солей начинаются с префикса «гидроксо-», например Сr(ОН)Сl₂ — гидроксохлорид хрома (III).

При необходимости назвать кристаллогидрат какой-либо соли к ее названию следует добавить слово «гидрат», например, CuSO₄ ∙ 5Н₂O имеет название пентагидрат сульфата меди.

Названия кислотных остатков приведены в таблице 5.

Классификация солей. С точки зрения полноты замещения атомов водорода на металл или гидроксогрупп на кислотные остатки соли можно подразделить на средние, кислые и основные. Выделяют также соли двойные, смешанные и комплексные.

Средние соли можно рассматривать как продукт полного замещения атомов водорода в молекулах кислот на атомы металла. На средние соли приходится подавляющее большинство всех солей. Примеры средних солей: CaF₂, Na₂SO₄, FeS, К₃РO₄, Са(ОСl)Сl, CaMg(CO₃)₂.

Кислые соли можно рассматривать как продукт неполного замещения атомов водорода в молекулах кислот на атомы металла. Примеры кислых солей: К₂НРO₄, КН₂РO₄, NaHS.

Основные соли можно рассматривать как продукт неполного замещения гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. К ним принадлежит, например, (СuOН)₂СO₃ — минерал малахит.

Двойные соли содержат два катиона и один анион. Примером может служить сульфат калия-алюминия KAl(SO₄)₂.

Смешанные соли содержат один катион и два аниона, например Cu(NO₃)Cl. Наиболее известна среди таких солей хлорная (белильная) известь Са(СlO)Сl, являющаяся солью соляной и хлорноватистой кислот.

Комплексные соли содержат в своем составе сложный (комплексный) катион или анион, например [Аl(Н₂O)₆]Сl₃, Na[Al(OH)₄], Na₃[AlF₆] и т.д.