Часть 1.Классификация неорганических веществ.

Часть 2. Оксиды.

Часть 3. Основания.

Часть 4. Амфотерные гидроксиды.

 

Часть 1.Классификация неорганических веществ.

К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят:

· простые вещества (металлы и неметаллы),

· оксиды (кислотные, основные и амфотерные),

· гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды),

· соли.

 

Простые вещества обычно делят на металлы и неметаллы.

Металлы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой металлической связью.

Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями.

 

По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов.

Это название отражает способность этих металлов, их оксидов и гидроксидов реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

 

Оксиды – бинарные соединения, одним из двух элементов в которых является кислород со степенью окисления -2.

Основные	Амфотерные	Кислотные	Несолеобразующие	Солеобразные (двойные)
Оксиды металлов в степенях окисления +1, +2, кроме амфотерных.	Оксиды металлов в степенях окисления +2: толькоBe, Zn, Sn, Pb; +3(все, кроме La2O3),+4	1) Оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих; 2) Оксиды металлов в степенях окисления от +5 и выше.	Оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты.   NO, N2O, CO, (SiO)	Некоторые оксиды,в которых элемент имеет 2 степени окисления: Fe3O4
С о л е о б р а з у ю щ и е

Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид:

Основным оксидам соответствуют основания;

Амфотерным оксидам – амфотерные гидроксиды,

Кислотным оксидам – кислородсодержащие кислоты.

Гидроксиды – соединения, в состав которых входит группа Э–О-Н. И основания, и кислородсодержащие кислоты, и амфотерные гидроксиды – относятся к ГИДРОКСИДАМ!

Связь между оксидом и гидроксидами.

Степень окисления	Оксид	Гидроксиды	Примеры
Основания	Кислоты
+1	Э2О	ЭОН	НЭО	КОН	НClO
+2	ЭО	Э(ОН) 2	Н2ЭО2	Ba(OH) 2	?
+3	Э2О3	Э(ОН) 3	НЭО2 (мета -форма) --(+H2O) à Н3ЭО3 (орто -форма)	Al(OH) 3	HNO2 H3PO3
+4	ЭО2	-----	H2ЭО3à H 4ЭO 4	-----	Н2СО3 H 4SiO 4
+5	Э2О5	-----	НЭО3 à Н3ЭО4	-----	HNO3 H3PO4
+6	ЭО3	-----	H2ЭO4	-----	H2SO4
+7	Э2О7	-----	НЭО4 --(+ 2H2O) à H 5ЭО6	-----	HClO4 H5IO6

КАК СОСТАВИТЬ ФОРМУЛУ КИСЛОТНОГО ГИДРОКСИДА

А. Если чётная степень окисления элемента в оксиде: ПРИБАВЛЯЕМ ВОДУ к оксиду. Пример: WO₃ –(+H₂O)à H₂WO₄

Б. Если нечетная степень окисления:

Мета-форма кислоты - ОДИН атом водорода: НЭОх

Орто-форма кислоты – отличается от МЕТА-формы на одну молекулу воды. Н3ЭОх+1

Пример: Оксид As₂O₅, степень окисления мышьяка +5.

Составим формулу кислоты: Н⁺As⁺⁵O^-2x

Так как суммарный заряд =0, легко рассчитать, что х=3.

HAsO₃ Это МЕТА-форма кислоты - мета-мышьяковая кислота.

Но для фосфора и мышьяка существует и более устойчива ОРТО-форма. Прибавив к мета-форме Н₂О, получим H₃AsO₄. Это орто-

мышьяковая кислота.

 

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы ОН^- и при диссоциации образующие в качестве анионов только эти ионы.

Типы оснований

Растворимые (Щелочи)	Нерастворимые
1) гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH 2) гидроксиды металлов второй группы главной подгруппы, начиная с кальция: Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2	Все остальные гидроксиды металлов.

 

КИСЛОТНОСТЬ основания – это число групп ОН в его формуле:

однокислотные – содержащие только 1 гидроксогруппу

двухкислотные – имеющие 2 гидроксогруппу;

трёхкислотные – с тремя группами ОН.

 

Кислоты – сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония Н⁺ или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.

Классификация кислот по составу.

Кислородсодержащие кислоты	Бескислородные кислоты
1) высшие кислоты H2SO4 серная кислота HNO3 азотная кислота H3PO4 фосфорная кислота H2CO3 угольная кислота H2SiO3 кремниевая кислота 2) кислоты с меньшей степенью окисления неметалла H2SO3 серн ист ая кислота HNO2 азот ист ая кислота	HF фтороводородная кислота HCl хлороводородная кислота (соляная кислота) HBr бромоводородная кислота HI иодоводородная кислота H2S сероводородная кислота

Классификация кислот по числу атомов водорода.

Одноосновные	Двухосновные	Трехосновные
HNO3 азотная HF фтороводородная HCl хлороводородная HBr бромоводородная HI иодоводородная	H2SO4 серная H2SO3 сернистая H2S сероводородная H2CO3 угольная H2SiO3 кремниевая	H3PO4 фосфорная

Классификация солей.

СОЛИ
Средние	Кислые	Основ-ные	Двойные	Сме-шанные	Комплексные
Продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл	Продукт непол-ного замещения атомов водоро-да в кислоте на металл	Продукт непол-ного заме-щения ОН-групп на кислотный остаток	Содержат два разных металла и один кислотный остаток	Содер-жат один металл и два кислотных остатка	Содержат комплексный катион или анион – атом металла, связанный с несколькими лигандами.
AlCl3	КHSO4	FeOHCl	KAl(SO4)2	CaClBr	K2[Zn(OH)4]
Хлорид алюминия	Гидро сульфат калия	Хлорид гидроксо железа (II)	Сульфат алюминия-калия	Хлорид-бромид кальция	Тетрагидроксоцинкат калия

 

 

Номенклатура солей. В названиях солей используются латинские названия образующих кислоты неметаллов.

Элемент	Латинское название	Корень
Н	гидрогениум	ГИДР-
С	карбоникум	КАРБ-
N	нитрогениум	НИТР-
S	сульфур	СУЛЬФ-

Построение названий солей.

	Соль какой кислоты	Кислотный остаток	Название солей	Примеры
Высшие кислоты	Азотная HNO3	NO3^-	нитр ат ы	Ca(NO3)2 нитрат кальция
Кремниевая H2SiO3	SiO3^2^-	силик ат ы	Na2SiO3 силикат натрия
Угольная H2CO3	CO3^2^-	карбон ат ы	Na2CO3 карбонат натрия
Фосфорная H3PO4	PO4^3-	фосф ат ы	AlPO4 фосфат алюминия
Серная H2SO4	SO4^2^-	сульф ат ы	PbSO4 сульфат свинца
Бескислородные кислоты	Бромо водород ная HBr	Br^-	бром ид ы	NaBr бромид натрия
Иодо водород ная HI	I^-	иод ид ы	KI иодид калия
Серо водород ная H2S	S^2^-	сульф ид ы	FeS сульфид железа (II)
Соляная HCl (хлоро водород ная)	Cl^-	хлор ид ы	NH4Cl хлорид аммония
Фторо водород ная HF	F^-	фтор ид ы	CaF2 фторид кальция
Более низкая степ. ок.	Cерн ист ая кислота H2SO3	SO3^2^-	сульф ит ы	К2SO3 сульф ит калия
Азотистая HNO2	NO2^-	нитр ит ы	КNO2 нитрит калия

 

Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода. Названия кислых солей содержат приставку "гидро": NaHCO₃ – гидро карбонат натрия,

K₂HPO₄ – гидро фосфат калия,

KH₂PO₄ – дигидро фосфат калия.

Основные соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат гидроксильные группы. Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо":

Mg(OH)Cl - гидроксо хлорид магния (основная соль)

Двойные соли – имеют два разных катиона металла или аммония. В названии их перечисляют через дефис:

(NH₄)Fe(SO₄)₂ – сульфат железа (III)-аммония.

Смешанные соли – имеют два разных аниона кислотных остатков. В названии их называют через дефис: СаOCl₂ или CaCl(OCl) - хлорид-гипохлорит кальция (традиционное название хлорная известь).

Комплексные соли – содержат сложный комплексный анион (или реже катион), состоящий из металла-комплексообразователя и нескольких лигандов (отрицательно заряженные ионы или молекулы аммиака или воды).

Пример: K[Al (OH)₄ ] – тетрагидроксо алюминат калия

K₄[Fe (CN)₆ ] – гексациано феррат калия

[Cu (NH₃)₄ ]Cl₂ – хлорид тетрааммин меди (II)

Бытовые (тривиальные) названия некоторых солей.

Соль	Международное название	Традиционное название
NaHCO3	Гидрокарбонат натрия	Сода питьевая
Na2CO3	Карбонат натрия	Сода кальцинированная
K2CO3	Карбонат калия	Поташ
Na2SO4	Сульфат натрия	Глауберова соль
KClO3	Хлорат калия	Бертолетова соль
Ca3(PO4)2	Фосфат кальция	Фосфорит
СаСО3	Карбонат кальция	Известняк
CuSO4∙5H2O	Пентагидрат сульфата меди	Медный купорос
Na2CO3∙10Н2О	Декагидрат карбоната натрия	Сода кристаллическая

СВОЙСТВА ОКСИДОВ.

Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2, кроме амфотерных (ZnO, BeO, SnO, PbO)

Свойства основных оксидов.

Свойства	Примеры реакций	Ограничения и примечания
1) Реакция с растворами кислот	Li2O + 2HCl= 2LiCl+ H2O NiO + H2SO4 = NiSO4 + H2O	Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)
2) Реакция с водой	Li2O + H2O = 2LiOH BaO + H2O = Ba(OH)2 (только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)	Оксид реагирует с водой, только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).
3) Реакция с кислотными и амфотерными оксидами	BaO + CO2 = BaCO3, FeO + SO3 = FeSO4, CuO + N2O5 = Cu(NO3) 2 СаО + SO2 = CaSO3	Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
4) Восстановление оксида до металла или до низшего оксида:	MnO + C = Mn + CO (при нагревании), FeO + H2 = Fe + H2O (при нагревании). Fe2O3 + CO = FeO + CO2	В качестве восстановителей используют: СО, С, водород, алюминий, магний. С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.	4FeO + O2 = 2Fe2O3	Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

 

Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:

*газы (например: СО₂, SO₂, NO, SeO₂) *жидкости (например, SO₃, Mn₂O₇) *твердые вещества (например: B₂O₃, SiO₂, N₂O₅, P₂O₃, P₂O₅, I₂O₅, CrO₃).

 

Свойства кислотных оксидов.

Свойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реакция с основа-ниями	CO2 + Ca(OH) 2 = CaCO3 + H2O SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании), SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O, N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O.	Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Реакция с амфотер-ными и основными оксидами	CO2 + CaO = CaCO3 P2O5 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2 (при нагревании) N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2	Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
3) Реакция с водой. Образуют-ся КИСЛОТЫ.	N2O3 + H2O = 2HNO2 SO2 + H2O = H2SO3 N2O5 + H2O = 2HNO3 SO3 + H2O = H2SO4	Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид. Не реагирует с водой SiO2.
4) Реакции с солями летучих кислот.	SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2­ (при нагревании)	Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO2,P2O5) вытесняют из солей летучие.
5) Окисле-ние.	2SO2 + O2 ⇆ 2SO3	Низшие оксиды окисляются до высших.

 

Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами.

Вещества, образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде:

Степень окисления	В растворе	В расплаве
+2 (Zn, Be, Sn)	Na 2[Zn (OH) 4] тетрагидроксоцинкат натрия	Na2ZnO2 цинкат натрия
+3 (Al, Cr, Fe*)	Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрия Na3[Al(OH)6] гексагидроксоалюминат натрия	NaAlO2 метаалюминат натрия и Na3AlO3 ортоалюминат натрия
*) железо не образует устойчивых гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO2

Часть 3. Основания.

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие эти ионы в качестве анионов.

Щелочи – растворимые основания, в водном растворе создают щелочную среду засчёт иона ОН^-, который образуется при их ДИССОЦИАЦИИ: KOH à K⁺ + OH^-

Нерастворимые основания в водном растворе щелочную среду не создают!

 

Получение оснований:

Способ получения	Примеры реакций	Примечания
1) Реакция активных металлов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)	2Na + 2H2O = 2NaOH + H2	С водой реагируют металлы IA подгруппы, Са, Sr, Ba
2) Взаимодействие основных оксидов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)	ВаО + Н2О = Ва(ОН)2	С водой реагируют оксиды металлов IA подгруппы, Са, Sr, Ba.
3) Электролиз растворов хлоридов и бромидов щелочных металлов.	2KCl + 2H2O Cl2+ H2 + 2KOH
4) Обменные реакции в растворе.	Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓+ 2NaOH	Исходные вещества должны быть растворимы!В продуктах должен быть осадок!
5) Взаимодействие солей тяжелых металлов со щелочами.	СuCl2 + 2KOH = Сu(OH)2¯ + 2KCl	Получение нерастворимых гидроксидов.

СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ:

Часть 2. Оксиды.

Часть 3. Основания.

Часть 4. Амфотерные гидроксиды.

 

Часть 1.Классификация неорганических веществ.

К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят:

· простые вещества (металлы и неметаллы),

· оксиды (кислотные, основные и амфотерные),

· гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды),

· соли.

 

Простые вещества обычно делят на металлы и неметаллы.

Металлы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой металлической связью.

Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями.

 

По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов.

Это название отражает способность этих металлов, их оксидов и гидроксидов реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

 

Оксиды – бинарные соединения, одним из двух элементов в которых является кислород со степенью окисления -2.

Основные	Амфотерные	Кислотные	Несолеобразующие	Солеобразные (двойные)
Оксиды металлов в степенях окисления +1, +2, кроме амфотерных.	Оксиды металлов в степенях окисления +2: толькоBe, Zn, Sn, Pb; +3(все, кроме La2O3),+4	1) Оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих; 2) Оксиды металлов в степенях окисления от +5 и выше.	Оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты.   NO, N2O, CO, (SiO)	Некоторые оксиды,в которых элемент имеет 2 степени окисления: Fe3O4
С о л е о б р а з у ю щ и е