между различными классами соединений

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫНЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Степень окисления – это условный электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому. Валентными электронами называются электроны, участвующие в образовании химической связи (их число равно номеру группы, в которой стоит элемент). Ст. окис. может иметь отрицательное, положительное и нулевое значение, которое обычно выражают арабскими цифрами со знаком (+) или (-) и ставят над символом элемента.

Например: ; ; ;

Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью – положительные. Степень окисления - формальное понятие; в ряде случаев степень окисления не совпадает с валентностью.

Например:

N₂H₄ (гидразин)

степень окисления азота – «-2»; валентность азота – III.

Валентность – это число связей, которые может образовать атом в соединениях.

Для вычисления степени окисления элемента учитывают следующие положения:

1. Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na⁰; H₂⁰).

2. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю ([ S⁺⁶O₃^-2 ] ⁰), а в сложном ионе эта сумма равна заряду иона ([S⁺⁶O₄^-2]^2-).

3. Постоянную степень окисления имеют атомы:

- щелочных металлов (+1),

- щелочноземельных металлов (+2),

- водорода (+1) (кроме гидридов активных металлов: , и др.),

- кислорода (-2) (кроме фторида кислорода O⁺²F₂^-1 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, Н₂О₂^-1).

4. Высшая положительная степень окисления элемента равна номеру группы ПС.

5. Низшая степень окисления вычисляется по формуле –(8 – N), где N – номер группы.

‼ Отрицательная степень окисления проявляется у неметаллов, начиная с IV группы.

ОКСИДЫ

Оксиды - это сложные хим. соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация

Несолеобразующие	- CO, N₂O, NO
Солеобразующие:	Основные- это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1,+2 Na₂O; MgO; CuO
Амфотерные - это оксиды металлов со степенью окисления +3, +4 ZnO; Al₂O₃; Cr₂O₃; SnO₂
Кислотные- это оксиды неметаллов и металлов (со ст.ок. от +5 до +7) SO₂; SO₃; P₂O₅; Mn₂O₇; CrO₃

Основным оксидам соответствуют основания;

Кислотным – кислоты;

Амфотерным – амфотерные гидроксиды, обладающие свойствами и кислот и оснований.

Номенклатура

Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SО₂ - оксид серы (IV) (читается: «оксид серы четыре»), SO₃ - оксид серы (VI), CrO - оксид хрома (II), Сr₂О₃ - оксид хрома (III), СrО₃ - оксид хрома (VI).

Получение

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

2Mg + O₂ ® 2MgO

2CO + O₂ ® 2CO₂

CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂O

2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

Cu(OH)₂ CuO + H₂O

(CuOH)₂CO₃ 2CuO + CO₂ + H₂O

2Pb(NO₃)₂ 2PbO + 4NO₂ + O₂

2HMnO₄ Mn₂O₇ + H₂O

Химические свойства

Основные оксиды	Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание: Na₂O + H₂O ® 2NaOH (оксиды активных металлов)	Образуется кислота: SO₃ + H₂O ® H₂SO₄ (кроме SiO₂)
С водой амфотерные оксиды не взаимодействуют
2. Взаимодействие с кислотой или основанием:
При реакции с кислотой ® соль и вода MgO + H₂SO₄ MgSO₄ + H₂O	При реакции с основанием ® соль и вода CO₂ + Ba(OH)₂ ® BaCO₃ + H₂O
3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к образованию солей:
Na₂O + CO₂ ® Na₂CO₃
4. Восстановление до простых веществ:
P₂O₅+ 5C ® 2P + 5CO
Амфотерные оксиды взаимодействуют
с кислотами как основные: ZnO + H₂SO₄® ZnSO₄ + H₂O	с основаниями как кислотные: ZnO+ 2NaOH Na₂ZnO₂ + H₂O ZnO + 2NaOH + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄]
с кислотными оксидами как основные: ZnO + SO₃® ZnSO₄	с основными оксидами как кислотные: ZnO+ Na₂O → Na₂ZnO₂

ОСНОВАНИЯ

Основания - сложные хим. соединения, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH₄⁺) и гидроксид – анионы ОН^-).

Классификация.

Основания бывают:

растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые (см. табл. растворимости).

по количеству ОН-групп:

однокислотные (NaOH) и многокислотные (Ba(OH)_2,Fe(OH)₃)

Номенклатура.

Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NаОН - гидроксид натрия, КОН - гидроксид калия, Са(ОН)₂ - гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(ОН) ₂ - гидроксид железа (II), Fe(ОН)₃ - гидроксид железа (III).

Помимо этих названий, для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие (технические, тривиальные). Например, гидроксид натрия NaОН называют едкий натр; гидроксид калия КОН - едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)₂ - гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)₂ - едкий барит.

Получение

1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных) с водой:

2Na + 2H₂O ® 2NaOH + H₂

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

BaO + H₂O ® Ba(OH)₂

3. Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H₂O 2NaOH + H₂ + Cl₂

4. Нерастворимые в воде основания можно получить реакцией ионного обмена:

NiCl₂ + 2NaOH ® Ni(OH)₂↓ + 2NaCl

Химические свойства

Щёлочи	Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус - синий фенолфталеин - малиновый	––
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO₂ ® K₂CO₃ + H₂O KOH + CO₂ ® KHCO₃	––
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO₃ ® NaNO₃ + H₂O	Cu(OH)₂ + 2HCl ® CuCl₂ + 2H₂O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH)₂ + K₂SO₄ ® 2KOH + BaSO₄¯ 3KOH+Fe(NO₃)₃ ® Fe(OH)₃¯ + 3KNO₃	––
5. Термический распад.
––	Cu(OH)₂ CuO + H₂O
6. Амфотерные основания взаимодействуют
– с кислотами, проявляя свойства оснований: Zn(OH)₂ + H₂SO₄® ZnSO₄ + 2H₂O – с основаниями, проявляя свойства кислот: Zn(OH)₂ + 2NaOH ® Na₂ZnO₂ +2 H₂O (при сплавлении) Zn(OH)₂ + 2NaOH ® Na₂[Zn(OH)₄] (в растворе)

КИСЛОТЫ

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только ионы водорода H⁺ и анионы кислотного остатка).

Классификация

По составу:

бескислородные (НСl, НВr, НI, Н₂S и др) и кислородсодержащие кислоты(Н₂SО₄, НNО₃, Н₃РО₄ и др).

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл:

одно-, двух-, трёхосновные...(например HCl, HNO₃ – одноосновные, H₂S, H₂SO₃, H₂SiO ₃ – двухосновные, H₃PO₄, Н₃ВО₃ – трёхосновные)

Номенклатура

Названия кислородсодержащих кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний –ная, -вая, если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:

HCl⁺⁷O₄ - хлорная кислота

HCl⁺⁵O₃ - хлорноватая кислота

HCl⁺³O₂ - хлористая кислота

HCl⁺¹O - хлорноватистая кислота

HN⁺⁵O₃ - азотная кислота

HN⁺³O₂ - азотистая кислота

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется префикс «мета», при наибольшем числе - префикс «орто»:

НВ⁺³О₂ – метаборная кислота HP⁺⁵O₃ – метафосфорная кислота

Н₃В⁺³О₃ – ортоборная кислота H₃P⁺⁵O₄ – ортофосфорная кислота

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием -о и прибавлением слова водородная:

НF - фтороводородная или плавиковая кислота

НCl - хлороводородная или соляная кислота

Получение

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

H₂+ Cl₂® 2HCl

3. Реакциями обмена соли с кислотой

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HNO₃

в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

Na₂SiO₃+ 2HCl ® H₂SiO₃¯ + 2NaCl

Химические свойства

1. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

2HNO₃ + Ca(OH)₂ ® Ca(NO₃)₂+ 2H₂O

2. Взаимодействие с основными оксидами:

2HNO₃ + CuO Cu(NO₃)₂ + H₂O

3. Взаимодействие с металлами:

6HCl + 2Al ® 2AlCl₃ + 3H₂

(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).

4. Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется осадок:

H₂SO₄+ BaCl₂ ® BaSO₄¯ +2HCl

2HCl + K₂CO₃ ® 2KCl + H₂O + CO₂

5. При нагревании кислоты разлагаются на кислотный оксид и воду:

H₂SO₄ SO₃ + H₂O

6. В водных растворах кислоты диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков:

H₂SO₄ H⁺ + HSO₄^– (I ступень)

HSO₄^– H⁺ + SO₄^2– (II ступень)

Ионы водорода придают кислотам кислый вкус и изменяют окраску индикаторов. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют.

7. Действие на индикаторы:

лакмус – красный,

метилоранж – розовый

СОЛИ

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Классификация

Соли принято делить на:

Средние

Кислые

Основные

Двойные

Смешанные

Комплексные

В средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на ионы металла, в кислых солях они замещены только частично, в основных солях группы ОН соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки.

Двойные соли содержат два разных катиона и один анион: СаСО₃∙МgСО₃ (доломит), КСl ∙ NaCl (сильвинит), КАl(SО₄)₂ (алюмокалиевые квасцы).

Смешанные со ли содержат один катион и два разных аниона: СаОСl₂ (или Са(ОСl)Сl).

В состав комплексных солей входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами: K₄[Fе(СN)₆] (желтая кровяная соль).

Гидратные сол и (кристаллогидраты) – это соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды: СuSО₄∙5Н₂О (медный купорос), Na₂SO₄∙10Н₂О (глауберова соль).

Номенклатура

Название солей образуется из названия аниона в именительном падеже, за которым следует название катиона в родительном падеже.

Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс -ид, например хлорид натрия NаСl, сульфид железа(II) FeS и др.

При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание –ат (для высших степеней окисления), -ит для более низких. Для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла. Для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-: карбонат кальция СаСО₃, сульфат железа (III) Fе₂(SО₄)₃, сульфит железа (II) FеSО₃, гипохлорит калия КОСl, хлорит калия КСlО₂, хлорат калия КClO₃, перхлорат калия КClO₄, перманганат калия КMnО₄, дихромат калия К₂Сr₂O₇.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт неполного превращения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро - а группа ОН – приставкой гидроксо-: NаНS – гидросульфид натрия, NаНSО₃ – гидросульфит натрия, MgОНСl – гидроксохлорид магния, Аl(ОН)₂Сl –дигидроксо-хлорид алюминия.

В названиях комплексных ионов сначала указываются лиганды. Название комплексного иона завершается названием металла с указанием соответствующей степени окисления (римскими цифрами в скобках).

В названиях комплексных катионов используются русские названия металлов, например: [Cu(NН₃)₄]Сl₂ – хлорид тетраамминмеди (II), [Ад(NH₃)₂]₂SO₄ – сульфат диамминсеребра (I).

В названиях комплексных анионов используются латинские названия металлов с суффиксом -ат, например: К[Аl(ОН)₄] – тетрагидроксоалюминат калия, Nа[Сr(ОН)₄] – тетрагидроксохромат(III) натрия, К₄[Fе(СN)₆] – гексациано-феррат (II) калия.

Названия гидратных солей образуются двумя способами. Можно воспользоваться системой наименования комплексных катионов, описанной выше; например, медный купорос [Си(Н₂О)₄]SО₄∙Н₂O (или СuSО₄∙5Н₂O) в таком случае будет называться сульфат тетрааквомеди(II). Однако для наиболее известных гидратных солей чаще всего степень гидратации указывают численной приставкой к слову «гидрат», например: СuSO₄∙5Н₂O — пентагидрат сульфата меди (II), Na₂SО₄∙10Н₂O — декагидрат сульфата натрия, СаСl₂∙2Н₂O —дигидрат хлорида кальция.

Получение

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов (Сl, S и т.д.).

Средние соли

Важнейшие способы получения средних солей в виде схемы представлены на рис. 1. Жирными линиями соединены классы неорг. веществ, представители которых, реагируя, образуют соли.

Не все эти способы применимы к каждой соли, например: соли бескислородных кислот нельзя получить, используя способы 3 и 5, а соли металлов, стоящих в ряду напряжений правее водорода нельзя получить, используя способ 2. И наоборот, существует множество способов получения отдельных солей, не включенных в этот перечень. Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:

Рис.1. Способы получения средних солей.

Таким образом, соли можно получить 12 важнейшими способами:

1) при взаимодействии металлов с неметаллами:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

2) при взаимодействии металлов с кислотами:

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂

3) при взаимодействии основных оксидов с кислотными оксидами:

MgO + CO₂ ® MgCO₃

4) при взаимодействии основных оксидов с кислотами:

CuO + H₂SO₄ CuSO₄ + H₂O

5) при взаимодействии кислотных оксидов с основаниями:

Ba(OH)₂+ CO₂ ® BaCO₃¯ + H₂O

6) при взаимодействии оснований с кислотами:

Ca(OH)₂ + 2HCl ® CaCl₂ + 2H₂O

7) при взаимодействии неметаллов с основаниями:

2KOH_конц + Cl₂ ® KCl_р-р + KClO_р-р + H₂O.

8) при взаимодействии оснований с солями:

Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ ® 2NaOH + BaSO₄¯

9) при взаимодействии металлов с солями:

Fe + CuSO₄ ® FeSO₄ + Cu

10) при взаимодействии кислот с солями:

MgCO₃ + 2HCl ® MgCl₂ + H₂O + CO₂

BaCl₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HCl

11) при взаимодействии неметаллов с солями:

2K₂SO₃ + O₂ ® 2K₂SO₄ (в растворе, медленно);

12) при взаимодействии солей друг с другом:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ ® Ca₃(PO₄)₂¯ + 6NaCl

Кислые соли

1) взаимодействие кислоты с недостатком основания:

KOH + H₂SO₄ ® KHSO₄ + H₂O

2) взаимодействие основания с избытком кислотного оксида:

Ca(OH)₂ + 2CO₂ ® Ca(HCO₃)₂

3) взаимодействие средней соли с кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ ® 3Ca(H₂PO₄)₂

Основные соли

1) гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

ZnCl₂ + H₂O ® Zn(OH)Cl + HCl

2) добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов:

AlCl₃ + 2NaOH ® [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

3) взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O ® [Mg(OH)]₂CO₃¯ + CO₂ + 4NaCl

Химические свойства

Средние соли

1) растворимые соли могут реагировать с металлами:

2AgNO₃+ Cu ® 2Ag + Cu(NO₃)₂

2) некоторые соли могут окисляться активными неметаллами:

2KI + Cl₂ ® 2KCl + I₂

3) растворимые соли могут реагировать с растворами щелочей:

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH ® Fe(OH)₃¯ + 3NaNO₃

4) соли слабых кислот реагируют с сильными кислотами:

Na₂SiO₃ + 2HCl₂® H₂SiO₃¯ + 2NaCl

5) в растворе соли могут реагировать между собой:

BaCl₂ + Na₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2NaCl,

AgNO₃ + NaCl ®AgCl¯ + NaNO₃

6) некоторые соли при нагревании легко разлагаются:

2KNO₃ 2KNO₂ + O₂,

MgCO₃ MgO + CO₂,

7) соли, имеющие в своём составе катион слабого основания или анион слабой кислоты, подвергаются гидролизу:

Al₂S₃ + 6H₂O 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S

FeCl₃ + H₂O Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O NaHS +NaOH

8) некоторые соли вступают в окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

2KMnO₄ + 16HCl ® 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂ + 8H₂O

Кислые соли

1) термическое разложение с образованием средней соли:

Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃¯ + CO₂ + H₂O

2) взаимодействие со щёлочью (образование средней соли):

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ ® 2BaCO₃¯ + 2H₂O

Основные соли

1) термическое разложение:

[Cu(OH)]₂CO₃(малахит) ® 2CuO + CO₂ + H₂O

2) взаимодействие с кислотой (образование средней соли):

Sn(OH)Cl + HCl SnCl₂ + H₂O

Генетическая связь

между различными классами соединений

между различными классами соединений

Поиск по сайту