Основні класи неорганічних сполук і типи хімічних реакцій

Основні класи неорганічних сполук: оксиди, кислоти, основи та солі. Номенклатура неорганічних сполук

Оксіди_ - Це з'єднання елементів з киснем. За хімічними властивостями вони підрозділяються на солеобразующіе і несолеобразующіе. Солеобразующіе оксиди в свою чергу поділяються на основні, кислотні і амфотарні. Основним оксидам відповідають підстави, кислотним - кислоти. Амфотерним оксидам відповідають гідрати, виявляють і кислотні, і основні властивості.

Прикладами основних оксидів можуть служити оксид кальцію СаО і оксид магнію MgO. Оксид кальцію взаємодіє з водою, утворюючи гідро-ксід кальцію Са (ОН) 2:

СаО + Н2О = Са (ОН) 2.

Оксид магнію малорастворім у воді, а проте йому відповідає підстава - гідроксид магнію Mg (OH) 2, який можна отримати з оксиду магнію непрямим шляхом.

Прикладами кислотних оксидів можуть служити триоксид сірки SO3 і діоксид кремнію SiO2. Перший з них взаємодіє з водою, утворюючи сірчану кислоту H2SO4:

SO3 + Н2О = H2SO4.

Діоксид кремнію з водою не взаємодіє, але йому відповідає кремнієва кислота H2SiО3, яку можна отримати з SiO2 непрямим шляхом.

Кислотні оксиди можна одержати з кислот, відбираючи від них воду. Тому їх називають також ангідриду кислот або просто ангідриду.

До несолеобразующім оксидам відноситься, наприклад, оксид азоту (I) N2О. Немає такої кислоти або основи, які відповідали б цьому оксиду.

Існують різні номенклатури оксидів. До цих пір в промисловості можуть використовуватися застарілі терміни російської номенклатури.

Згідно міжнародній номенклатурі (якою користуються в даний час і вітчизняні хіміки) всі з'єднання елементів з киснем (за винятком пероксидів) називаються оксидами. При цьому для елементів змінної валентності в дужках римськими цифрами вказується валентність, яку елемент проявляє в даному оксиді. Так, СаО називається оксид кальцію, а Сu2О і СuО - оксид міді (I), оксид міді (II). За вітчизняної номенклатурі оксиди складу ЕО2 або ЕО3 називають також, відповідно, діоксидами і триоксид.

Згідно застарілої вітчизняної номенклатурі, якщо елемент утворює тільки один оксид, то останній називався окисом. Так, СаО називався окисом кальцію. Якщо існує дві або кілька оксидів даного елементу, то їх назви утворювалися відповідно до числа атомів кисню, що припадають на один атом елемента, наприклад: Е2О - полуокісь, ЕО - одноокий, Е2О3 - полутораокісь, ЕО2 - двоокис, Е2О5 - полупятіокісь, ЕО3 - трехокісь (символом Е тут позначений атом відповідного елементу). Так, FeO-однооких заліза, Fe2O3 -- полутораокісь заліза, Сu2О - полуокісь міді, СuО - однооких міді. Іноді оксиди, в яких елемент проявляє нижчу валентність, називалися закису (Сu2О - закис міді, N2O - закис азоту), а кислотні оксиди - ангідриду відповідних кислот (N2O5-азотний ангідрид, Мn2O7 - марганцовий ангідрид).

Існують речовини - сполуки елементів з киснем - лише формально належать до класу оксидів. До таких речовин відносяться, зокрема, пероксиди (перекису) металів, наприклад, пероксид (перекис) барію ВАО2. За своєю природою подібні речовини являють собою солі дуже слабкої кислоти - пероксиду (перекису) водню Н2О2.

Підстави складаються з металу і одновалентних гідроксогрупп ОН, число яких рівне валентності металу. Прикладами підстав можуть служити гідроксид натрію NaOH, гідроксид міді Сu (ОН) 2.

Найважливіше хімічна властивість підстав - здатність утворювати з кислотами солі. Наприклад, при взаємодії перерахованих підстав з соляною кислотою виходять хлористі солі відповідних металів - хлориди натрію або міді:

NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; Cu (OH) 2 + 2НС1 = CuCl2 + 2Н2О.

Підстави класифікують за їх розчинності у воді і по їх силі. За розчинності підстави поділяються на розчинні, або лугу, і на нерозчинні. Найважливіші луги - це гідроксиди натрію, калію і кальцію. За силою підстави поділяються на сильні і слабкі. До сильних належать усі луги, крім гідроксиду амонію. Згідно з міжнародною номенклатурою з'єднання, що містять у своєму складі гідроксогруппи, називають гідроксиду. У разі металів змінної валентності в дужках вказують валентність металу в даному з'єднанні. Так, Са (ОН) 2 -- гідроксид кальцію, Fe (OH) 2 - гідроксид заліза (II), Fe (OH) 3 - гідроксид заліза (III).

В застарілої російської номенклатурі назви підстав зазвичай утворювалися, додатком до назви відповідного оксиду префікс гідро-або слово гідрат. Так, Са (ОН) 2 - гідроксид кальцію, Fe (OH) 2 - гідрат закису заліза, Fe (OH) 3 - гідроокис або гідрат окису заліза.

Кислоти складаються з водню, здатного замінятись металом, і кислотного залишку, причому число атомів водню одно валентності кислотного залишку. Прикладами кислот можуть служити соляна (хлористоводнева) НСl, сірчана H2SO4, азотна HNO3, оцтова СН3СООН.

Найважливіше хімічна властивість кислот - їх здатність утворювати солі з основами. Наприклад, при взаємодії кислот c гідроксидом натрію виходять натрієві солі цих кислот:

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O.

Кислоти класифікуються за їх силі, за основності і по наявності кисню в складі кислоти. За силою кислоти діляться на сильні і слабкі. Найважливіші сильні кислоти - Це азотна, сірчана і соляна.

основностью кислоти називається число атомів водню в молекулі кислоти, здатних замінятись на метал з утворенням солі. Такі кислоти, як соляна і оцтова, можуть служити прикладами одноосновних кислот, сірчана кислота -- двоосновний, ортофосфорна кислота Н3РО4 - трехосновна.

За наявності кисню в своєму складі кислоти діляться на кисень і безкисневі. Азотна та сірчана кислоти - кисень кислоти, соляна кислота і сірководень - безкисневі.

Назви кислот виробляють від того елементу, від якого утворена кислота. При цьому назви безкисневих кислот мають закінчення воднева: НСl -- хлороводородная (соляна кислота), H2S - сірководнева, HCN - ціановодородная (синильна кислота). Назви кисневмісних кислот також утворюються від назви відповідного елемента з додаванням слова кислота: HNO3 - азотна, Н2CrO4 - хромова. Якщо елемент утворює кілька кислот, то різниця між ними відображається в закінченнях їхніх назв. Назва кислоти, в якій елемент проявляє вищу валентність, закінчується на ва або овая; якщо ж валентність елементу нижче максимальної, то назва кислоти закінчується на щира або овістая. Наприклад, НNO3 - азотна кислота, HNO2 - азотистих, Н3AsO4 -- миш'якових, H3AsO3-миш'яковисті. Крім того, одному і тому ж оксиду можуть відповідати кілька кислот, що розрізняються між собою числом молекул води. При це найбільш багата водою форма має приставку орто, а найменш багата -- мета. Так, кислота Н3РО4, в якій на одну молекулу фосфорного ангідриду Р2О5 припадає три молекули води, називається ортофосфорна, а кислота НРО3 -- метафосфорная, тому що в ній на одну молекулу Р2О5 припадає одна молекула води. Зазначена номенклатура кислот не строга. Поряд з наведеними закінченнями і приставками вживаються та інші. Крім того, ряд кислот мають історично сформовані назви.

Продукти заміщення водню в кислоті на метал або гідроксогрупп в основі на кислотний залишок являють собою солі. При повному заміщення виходять середні (нормальні) солі, при неповному - або кислі, або основні. Кисла сіль виходить при неповному заміщення водню кислоти на метал. Основна сіль виходить при неповному заміщення гідроксогрупп підстави на кислотний залишок. Ясно, що кисла сіль може бути утворена тільки кислотою, основность якої дорівнює двом або більше, а основна сіль - металом, валентність якого дорівнює двох або більше.

Приклади освіти солей:

Са (ОН) 2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О,

СаSO4 - Нормальна сіль - сульфат кальцію; КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О,

KHSO4 - Кисла сіль - гідросульфату калію;

Mg (OH) 2 + HC1 = MgOHCl + Н2О,

MgOHCl - Основна сіль - хлорид гідроксомагнія.

Солі, утворені двома металами і однією кислотою, називаються подвійними солями; солі, утворені одним металом і двома кислотами - змішаними солями. Прикладом подвійної солі можуть служити алюмокалиевие галун, або сульфат калію-алюмінію, KAI (SO4) 2. Змішаної сіллю є CaClOCl або (CaOCl2) -- кальцієва сіль соляної (HCl) і хлорнуватисту (HClО) кислот.

Одна і та ж сіль може називатися по-різному. Наприклад, KNO3 називають калієвої селітрою, азотнокаліевой сіллю, азотнокислим калієм, нітратом калію. Зараз більшість хіміків користуються для солей міжнародної (латинської) номенклатурою. У цій номенклатурі назву солі відображає назва металу і латинська назва кислотного залишку. Латинська назва кислоти і кислотного залишку відбувається зазвичай від латинської назви елемента, що утворює кислоту. При цьому назва солі безкисневому кислоти має закінчення ід, кисневмісних кислоти - am у випадку максимальної валентності кислотоутворюючих елемента і ит у випадку більш низькою його валентності. Так, солі соляної кислоти називаються хлориди, сірководневої - сульфіди, сірчаної -- сульфати і сірчистої - сульфіти.

Для солей, утворених металами зі змінною валентністю, валентність металу вказують в дужках, як в оксидах або підставах: так, FeSO4 - сульфат заліза (II), Fe2 (SO4) - сульфат заліза (III). Назва кислої солі має приставку гідро, що вказує на наявність незаміщених атомів водню; якщо таких незаміщених атомів два або більше, то їх число позначається грецькими числівниками (ді-, три-і т.д.). Так, Na2HPO4 називається гідрофосфат натрію, a NaH2PO4 - дигідрофосфат натрію. Аналогічно основна сіль характеризується приставкою гідроксо, що вказує на наявність незаміщених гідроксильних груп. Наприклад, AlOHCl2 називається хлоридом гідроксоалюмінія, Аl (ОН) 2С1 - хлоридом дігідроксоалюмінія.

Нижче наведено назви солей деяких найважливіших кислот.        

Назва кислоти         

Формула            

Назви відповідних солей   

нормативних солей                

Азотна         

HNO3         

Нітрати             

Азотиста         

HNO2         

Нітрити             

Алюмінієва         

H3AlO3         

алюмінати             

Борна (ортоборної)         

Н3ВО3         

Борати (ортоборати)             

Бромоводород         

НВr         

Броміди             

Іодоводород         

HI         

іодіда             

Кремнієва         

H2SiО3         

Силікати             

Марганцовая         

HMnO4         

перманганату             

Метафосфорная         

НРО3         

Метафосфати             

миш'якових         

H3AsO4         

арсенат             

миш'яковисті         

H3AsO3         

Арсеніти             

Ортофосфорна         

Н3РО4         

ортофосфату (фосфати)             

Двуфосфорная (пірофосфорная)         

H4P2O7         

Діфосфати (пірофосфати)   

фати)             

Сірчана         

H2SO4         

Сульфати             

сірчиста         

H2SO3         

Сульфіти             

Вугільна         

Н2СО3         

Карбонати             

фосфориста         

H3PO4         

Фосфіти             

фтороводень (плавикова кислота)         

HF         

Фториди             

Хлороводень (соляна кислота)         

HCl         

Хлориди             

Хлорне         

HСlO4         

перхлорат             

Хлорноватая         

HСlO3         

хлорат             

Хлористий         

НClO2         

Хлорити             

хлорнуватисту         

HClO         

Гіпохлорити             

Хромова         

H2CrO4         

Хромати             

Ціановодородная (синильна кислота)   

слота)         

HCN         

Ціаніди     

Основні типи хімічних реакцій

Серед різноманітних хімічних реакцій можна виділити два типи, істотно відрізняються один від одного. До першого типу реакцій належать ті, в ході яких ступінь окислення елементів, що входять у з'єднання, не змінюється. Освіта нових молекул в таких реакціях відбувається лише в результаті перегрупування атомів або іонів.

а) Реакції обміну типу AB + ДC = AД + BC (частіше в розчині)

(наприклад, BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 +2 KCl);

б) деякі реакції з'єднання (CaO + H2O = Ca (OH) 2);

в) деякі реакції розкладу (CaCO3 = CaO + CO2).

Легко встановити, що в ході вказаних реакцій ступінь окислення елементів не змінюється.

Сюди ж відносяться реакції нейтралізації кислот з підставами:

H2SO4 + Ca (OH) 2 = CaSO4 + 2H2O;

2H2SO4 + Ca (OH) 2 = Ca (HSO4) 2 + 2H2O.

Гідроліз солей: CuSO4 + 2H2O = Cu (OH) 2 + H2SO4.

Реакції, протікають зі зміною ступенів окиснення елементів, називаються окислювально-відновні.

Реакції, протікають з виділенням енергії (у вигляді тепла) називаються екзотермічні, а реакції, при яких енергія (тепло) поглинається - ендотермічною.

Реакції, що протікають в гомогенної системі, називаються гомогенними, в гетерогенної системі - гетерогенними.

Системою прийнято називати що розглядається речовину або сукупність речовин. Гомогенної називається система, що складається з однієї фази, гетерогенної - система, що складається з декількох фаз. (Фазою називається частина системи, відокремлена від інших її частин поверхнею розділу, при переході через яку властивості змінюються стрибком).

Гомогенна система: NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O (у всьому обсязі)

Гетерогенна реакція: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (на поверхні металу).

Ступінь окислення і валентність

Раніше було показано, що при утворенні ковалентного зв'язку електронні пари розташовуються симетрично щодо ядер взаємодіючих атомів і атоми в молекулах ніяких зарядів не несуть.

При утворення іонних зв'язків валентні електрони переходять від менш Електронегативність (ЕО) до більш електронегативний атомів, в результаті чого утворюються іони, заряд яких визначається кількістю відданих або приєднаних електронів. У молекулах з полярними зв'язками валентні електрони лише частково зміщуються до більш ЕО атому, при цьому на взаємодіючих атомах виникають електричні заряди, але їх величини не є цілочисельними. Наприклад, в молекулі HCl на водні існує позитивний, а на Cl -- негативний заряди, але їх величини менше 1.

В практичних цілях (при складанні рівнянь окисно-відновних реакцій) заряди на атомах в молекулах з полярними зв'язками зручно представляти у вигляді цілих чисел, рівних таким зарядам, які виникли б на атомах, якби валентні електрони повністю переходили до більш електронегативний атомів, тобто якби зв'язку були повністю іонними. Такі величини зарядів отримали назва ступенів окислення. Ступінь окислення будь-якого елемента в простому речовині завжди дорівнює 0.

В молекулах складних речовин деякі елементи завжди мають постійну ступінь окислення. Для більшості елементів характерні змінні ступеня окислення, розрізняються як знаком, так і величиною, залежно від складу молекули.

У лужних металів, а також у металів головної підгрупи другої групи ступінь окислення в усіх сполуках дорівнює відповідно 1 і 2. Постійну ступінь окислювання, рівну -1, має фтор. Кисень, як правило, має ступінь окислення -2. У водню в з'єднаннях з неметалами ступінь окислення +1, в гідридах металів - -1. Для того, щоб відрізнити значення ступеня окислення від зарядів іонів у першому випадку знак ставиться перед цифрою, у другому - після цифри. Наприклад, Н 1 Cl-1, але Na1 + Cl1-.

Часто ступінь окислення (СО) дорівнює валентності і відрізняється від неї тільки знаком. Але зустрічаються сполуки, в яких ступінь окислення елемента не дорівнює його валентності. Як уже зазначалося, в простих речовинах СО елемента завжди дорівнює нулю незалежно від його валентності. У таблиці зіставлені валентності і ступеня окиснення деяких елементів у різних сполуках.        

з'єднання         

елемент         

валентність         

схему         

ступінь окислення             

О2         

кисень         

2         

О = О         

0             

Н2О         

        

2   

1         

Про   

Н Н         

-2   

1             

Н2О2         

        

2   

1         

Н