Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Классы неорганических веществ

Поиск

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

 

Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в сводной таблице.

Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде.

Все двух– и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе – химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями).

Классификация сложных веществ первых трех классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространенного в природе элемента – кислорода и на самом распространенном соединении кислорода – воде.

П е р в ы й класс сложных веществ – это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (–II); их общая формула ЭхОy. К оксидам не относятся соединения кислорода со фтором (простейшие из них О+IIF2I), а также пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О22– и О2.

В т о р о й класс сложных веществ – гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотныеx ЭОy), оснóвные и амфотерные [M(OH)n] гидроксиды, соответствующие кислотным, оснóвным и амфотерным оксидам.

Т р е т и й класс сложных веществ – соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородосодержащие соли, имеющие общую формулу Mx(ЭОy)n и состоящие из катионов Мn+ и анионов (кислотных остатков) ЭОyx–. Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона – двойными.

 

 

 

При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН (иногда и ионов О2–) – оснóвными солями.

Ч е т в е р т ы й класс сложных веществ – бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трех классов (оксиды → гидроксиды → соли).

Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (-II) и не основана на соединении такого кислорода – воде.

Фактически это обширный класс неорганических сложных веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.

 

Получение оксидов.

Оксиды получают несколькими способами.

а) Взаимодействием простых веществ с кислородом

2Са+О2=2СаО.

Простые вещества при нагревании часто окисляются с выделением света и теплоты. Такой процесс называют горением:

C+O2=CO2

б) При окислении сложных веществ образуются оксиды элементов, входящих в состав исходного сложного вещества:

2H2S+3O2=2H2O+2SO2

в) Разложением нитратов, карбонатов, гидроксидов:

2Cu(NO3)2=2CuO+4NO2+O2

CaCO3=CaO+CO2

Cu(OH)2=CuO+H2O

г) Окислением металлов оксидами других элементов. На подобных реакциях основана металлотермия – восстановление металлов из их оксидов более активными металлами:

2Al+Cr2O3=2Cr+Al2O3

д) Разложением высших оксидов или доокислением низших оксидов

4CrO3=2Cr2O3+3O2

4FeO+O2=2Fe2O3

2CO+O2=2CO2

 

1.2.2 Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами OIIH, могут содержать также кислород OII. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:

Гидроксиды

 

Оснóвные Кислотные Амфотерные

 

Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих оснóвных оксидов с водой:

M2O+H2O=2MOH (M=Li, Na, K, Rb, Cs)

MO+H2O=M(OH)2 (M=Ca, Sr, Ba)

И с к л ю ч е н и е: Гидроксиды Mg(OH)2, Cu(OH)2 и Ni(OH)2 получают другими способами.

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

2LiOH=Li2O+H2O

M(OH)2=MO+H2O (M=Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Количество гидроксид-ионов в основании, которые способны замещаться кислотными остатками с образованием солей, определяет его кислотность. Поэтому основания могут быть однокислотными, двухкислотными, трехкислотными, четырехкислотными. Поскольку с увеличением степени окисления элемента основные свойства ослабевают, известно небольшое количество оснований с кислотностью больше трех.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Mg(OH)2 (MgOH)++OH-; (MgOH)+ Mg2++OH

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде – щелочи. К ним относятся: LiOH, NaOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, TlOH, NH4OH, [Cu(NH3)4](OH)2;

б) основания, нерастворимые в воде, например, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др.

В водных растворах основания изменяют окраску индикаторов: фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Все основания, как правило, вещества твердые, имеющие различную окраску; так, Cu(OH)2 голубого цвета, Fe(OH)3 красно-бурого.

 

Получение оснóвных гидроксидов (оснований)

а) Взаимодействием активных металлов с водой

2Na+2HOH=2NaOH+H2;

б) растворением в воде соответствующих оксидов

CaO+H2O=Ca(OH)2;

в) электролизом растворов солей (обычно галогенидов) активных металлов.

г) нерастворимые в воде основания получают действием на их растворимые соли щелочами:

MnCl2+2KOH=Mn(OH)2+2KCl

FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2+Na2SO4

д) реакции взаимодействия растворов солей металлов со щелочами можно использовать и для получения некоторых щелочей:

Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3

 

Получение кислот

а) Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):

Cl2O+H2O=2HClO

E2O3+H2O=2HEO2 (E=N, As)

As2O3+3H2O=2H3AsO3

EO2+H2O=H2EO3 (E=C, Se)

E2O5+H2O=2HEO3 (E=N, P, I)

E2O5+3H2O=2H3EO4 (E=P, As)

EO3+H2O=H2EO4 (E=S, Se, Cr)

E2O7+H2O=2HEO4 (E=Cl, Mn)

И с к л ю ч е н и е: оксиду SO2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO2·nH2O («сернистая кислота H2SO3» не существует, но кислотные остатки HSO3 и SO32– присутствуют в солях).

б) обменной реакцией между солями и кислотами. При этом кислоту нужно брать более сильную или менее летучую, чем кислота, которую получают.

KCl+H2SO4=KHSO4+HCl

FeS+2HCl=FeCl2+H2;

в) окислением простых веществ:

3P+5HNO3=3HPO3+5NO+H2O

3Si+4HNO3+18HF=3H2[SiF6]+4NO+8H2O.

 

Химические свойства кислот

Кислоты обладают следующими химическими свойствами:

а) взаимодействуют с основными оксидами и основаниями (реакция нейтрализации) с образованием солей и воды:

CaO+2HCl=CaCl2+H2O

Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O;

б) взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами:

Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O

в) реагируют с солями. При взаимодействии кислот с солями необходимо учитывать, в каком агрегатном состоянии находится соль. Реакция с растворами солей протекает в том случае, если выпадает осадок или выделяется газ:

H2SO4+Ba(NO3)2 (р-р)=BaSO4↓+2HNO3

Для реакции с твердыми солями берут соль менее сильной кислоты:

2HCl+K2CO3(т)=2KCl+H2O+CO2

г) кислоты реагируют с металлами. Взаимодействие кислот с металлами зависит от концентрации кислоты и активности металла.

Разбавленные кислоты (кроме HNO3) реагируют c металлами, которые стоят в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, при этом выделяется водород. Например:

Fe+H2SO4(разб.)=FeSO4+H2

Mg+2HCl=MgCl2+H2

H2SO4 (конц.) при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется, с тяжелыми металлами (d>5) образуется сернистый газ – SO2, с более активными (легкими, d<5) металлами сероводород – H2S.

Cu+2H2SO4(конц.)=CuSO4+SO2↑+2H2O

8Na+5H2SO4(конц.)=4Na2SO4+H2S↑+4H2O

HNO3(конц.) с щелочными и щелочно-земельными металлами образует газ N2O – оксид азота (I), с другими тяжелыми металлами NO2 – оксид азота (IV), холодная HNO3 (конц.) не реагирует с Fe, Al, Cr, Pt, Au:

4Ca+10HNO3(конц.)=4Ca(NO3)2+N2O+5H2O

Cu+4HNO3(конц.)=Cu(NO)2+2NO2+2H2O

HNO3(разб.) с активными металлами, а также с Zn, Fe, Sn взаимодействует с выделением газа NH3 (аммиак) или образованием соли аммония NH3+HNO3=NH4NO3; с тяжелыми металлами (d>5) образует газ NO - оксид азота (II):

4Ca+10HNO3(разб.)=4Ca(NO3)2+NH4NO3+3H2O

3Cu+8HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O

H2CO3, H2SO3, CH3COOH – кислоты слабые, взаимодействуют только с активными металлами:

2CH3COOH+Mg=Mg(CH3COO)2+H2

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:

Be(OH)2 Sn(OH)2 Al(OH)3 AlO(OH)

Zn(OH)2 Pb(OH)2 Cr(OH)3 CrO(OH)

Не образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:

M(OH)2=MO+H2O (M=Be, Zn, Sn, Pb)

M(OH)3 MO(OH) M2O3 (M=Al, Cr)

И с к л ю ч е н и е: для железа (III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа (III) Fe(OH)3» не существует (не получен).

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснóвных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.

Для элементов, имеющих несколько степеней окисления действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).

П р и м е р:

CrII CrIII CrVI
Cr(OH)2 основный гидроксид Cr(OH)3, CrO(OH) амфотерные гидроксиды H2CrO4 хромовая кислота

 

Методы получения

Амфотерные гидроксиды получают:

а) взаимодействием солей со щелочами в эквивалентных количествах:

AlCl3+2NaOH=Al(OH)3+3HCl;

б) действием сильной кислоты на соль, в которой металл, образующий амфотерный гидроксид, входит в состав аниона:

2Na[Al(OH)4]+H2SO4=2Al(OH)3+Na2SO4+2H2O

Поскольку амфотерные гидроксиды растворяются в кислотах, необходимо действовать на соль эквивалентным количеством кислоты по отношению к металлу.

 

Химические свойства.

Амфотерные гидроксиды

а) взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, проявляя свойства оснований:

2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O;

2Fe(OH)3+3CO2=Fe2(CO3)3+3H2O;

б) взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, проявляя свойства кислот:

расплав

Al(OH)3+KOH=KAlO2+2H2O

раствор

Al(OH)3+KOH=K[Al(OH)4]

раствор

Al(OH)3+3KOH=K3[Al(OH)6].

 

1.2.3 Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей соли, рассматриваемые здесь, называются кислородосодержащими солями, или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:

 

Соли

 

Средние Кислые Оснóвные Двойные

 

 

Средние соли содержат средние кислотные остатки CO32–, NO3, PO43–, SO42– и др.; например, K2CO3, Mg(NO3)2, Cr2(SO4)3, Zn3(PO4)2.

Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль K2CO3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях:

2KOH и 1H2CO3, 1K2O и 1H2CO3, 2KOH и 1CO2

Реакции образования средних солей:

 
 
Основание+Кислота→Соль+Вода


1)

1а) основной гидроксид+кислотный гидроксид→…

2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O

Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O

1б) амфотерный гидроксид+кислотный гидроксид→…

2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O

Zn(OH)2+2HNO3=Zn(NO3)2+2H2O

1в) основной гидроксид+амфотерный гидроксид→…

NaOH+Al(OH)3=NaAlO2+2H2O (в расплаве)

2NaOH+Zn(OH)2=Na2ZnO2+2H2O (в расплаве)

 
 
Основной оксид+Кислота=Соль+Вода


2)

2а) основной оксид+кислотный гидроксид→…

Na2O+H2SO4=Na2SO4+H2O

CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O

2б) амфотерный оксид+кислотный гидроксид→…

Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O

ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O

2в) основный оксид+амфотерный гидроксид→…

Na2O+2Al(OH)3=2NaAlO2+3H2O (в расплаве)

Na2O+Zn(OH)2=Na2ZnO2+H2O (в расплаве)

 

 
 
Основание+Кислотный оксид→Соль+Вода


3)

3а) основный гидроксид+кислотный оксид→…

2NaOH+SO3=Na2SO4+H2O

Ba(OH)2+CO2=BaCO3+H2O

3б) амфотерный гидроксид+кислотный оксид→…

2Al(OH)3+3SO3=Al2(SO4)3+3H2O

Zn(OH)2+N2O5=Zn(NO3)2+H2O

3в) основной гидроксид+амфотерный оксид→…

2NaOH+Al2O3=2NaAlO2+H2O (в расплаве)

2NaOH+ZnO=Na2ZnO2+H2O (в расплаве)

 
 
Основной оксид+Кислотный оксид→Соль+Вода


4)

 

4а) оснóвный оксид+кислотный оксид→…

Na2O+SO3=Na2SO4, BaO+CO2=BaCO3

4б) амфотерный оксид+кислотный оксид→…

Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3, ZnO+N2O5=Zn(NO3)2

4в) оснóвный оксид+амфотерный оксид→…

Na2O+Al2O3=2NaAlO2, Na2O+ZnO=Na2ZnO2

Реакции 1в, если они протекают в растворе, сопровождаются образованием других продуктов – комплексных солей:

NaOH(конц.)+Al(OH)3=Na[Al(OH)4]

KOH(конц.)+Cr(OH)3=K3[Cr(OH)6]

2NaOH(конц.)+M(OH)2=Na2[M(OH)3] (M=Be, Zn)

KOH(конц.)+M(OH)2=K[M(OH)3] (M=Sn, Pb)

Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).

 

Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) и др., образуются при действии на оснóвные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

NaOH+H2SO4 (конц.)=NaHSO4+H2O

Ba(OH)2+2H3PO4(конц)=Ba(H2PO4)2+2H2O

Zn(OH)2+H3PO4(конц)=ZnHPO4↓+2H2O

PbSO4+H2SO4(конц)=Pb(HSO4)2

K2HPO4+H3PO4(конц)=2KH2PO4

Ca(OH)2+2EO2=Ca(HEO3)2 (E=C, S)

Na2EO3+EO2+H2O=2NaHEO3 (E=C, S)

При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:

NaHSO4+NaOH=Na2SO4+H2O

Pb(HSO4)2+Pb(OH)2=2PbSO4↓+2H2O

Ba(H2PO4)2 BaHPO4 Ba3(PO4)↓

NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (KHCO3=K++HCO3).

 

Оснóвные соли содержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO3(OH), Ca2SO4(OH)2, Cu2CO3(OH)2, образуются при действии на кислотные гидроксиды и з б ы т к а оснóвного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:

Co(OH)2+HNO3=CoNO3(OH)↓+H2O

2Ni(OH)2+H2SO4=Ni2SO4(OH)2↓+2H2O

2Cu(OH)2+H2CO3=Cu2CO3(OH)2↓+2H2O

Оснóвные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:

CoNO3(OH)+HNO3=Co(NO3)2+H2O

Ni2SO4(OH)2+H2SO4=2NiSO4+2H2O

Большинство оснóвных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:

2MgCl2+H2O+2Na2CO3=Mg2CO3(OH)2↓+CO2↑+4NaCl

 

Двойные соли содержат два химически разных катиона; например CaMg(CO3)2, KAl(SO4)2, Fe(NH4)2(SO4)2, LiAl(SiO3)2. Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:

K2SO4+MgSO4+6H2O=K2Mg(SO4)2∙6H2O↓

Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.

 

Химические свойства солей

Соли являются твердыми кристаллическими веществами. По растворимости в воде их подразделяют на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые.

Соли вступают в реакции:

а) гидролиза (обменное взаимодействие с водой). Гидролизу подвергаются соли, образованные:

а) слабыми кислотами и сильными основаниями;

б) слабыми основаниями и сильными кислотами;

в) слабыми кислотами и слабыми основаниями.

В зависимости от природы оснований и кислот, образующих соли, гидролиз протекает по-разному:

Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH

2CuSO4+2H2O (CuOH)2SO4+H2SO4

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S

 

б) с кислотами с образованием новой кислоты и новой соли:

2NaCl+H2SO4=Na2SO4+2HCl

Ca3(PO4)2+3H3PO4=3CaHPO4

Ca3(PO4)2+4H3PO4=3Ca(H2PO4)2

AlOHCl2+HCl=AlCl3+H2O

в) со щелочами, с образованием новой соли и нового основания:

Al2(PO4)3+6NaOH=2Al(OH)3+3Na2PO4

2CaHPO4+Ca(OH)2=Ca3(PO4)2+2H2O

Ca(H2PO4)2+Ca(OH)2=Ca3(PO4)2+4H2O

г) с металлами с образованием новой соли и другого металла:

CuSO4+Fe=FeSO4+Cu

д) с другими солями с образованием новых солей:

BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl.

Реакции взаимодействия между солями направлены в сторону образования малорастворимых или плоходиссоциирующих в воде солей.

 

1.2.4 Бинарные соединения – это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескис-лородных анионов (реальных или условных).

Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду анионная.

Примеры:

а) галогениды: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7

б) хальгогениды: H2S, Na2S, ZnS, As2S3, NH4HS, K2Se, NiSe

в) нитриды: NH3, NH3∙H2O, Li3N, Mg3N2, AlN, Si3N4

г) карбиды: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC

д) силициды: Li4Si, Mg2Si, ThSi2

е) гидриды: LiH, CaH2, AlH3, SiH4

ж) пероксиды: H2O2, Na2O2, CaO2

з) надпероксиды: HO2, KO2, Ba(O2)2

По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:

ковалентные: OF2, IF7, H2S, P2S5, NH3, H2O2

ионные: NaI, K2Se, Mg3N2, CaC2, Na2O2, KO2

Встречаются д в о й н ы е (с двумя разными катионами) и

с м е ш а н н ы е (с двумя разными анионами) бинарные соединения например KMgCl3, (FeCu)S2 и Pb(Cl)O, SCl2O2, AsOF3.

Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных, также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:

[Cu(NH3)4]SO4 K4[Fe(CN)6] Na3[AlF6]

[Ag(NH3)2]Cl K3[Fe(NCS)6] K2[SiF6]

К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO)5] [Ni)CO)4].

По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).

 

Бескислородные кислоты содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н+ и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, HCl, HBr, HI, HCN и H2S, из них HF, HCN и H2S –слабые кислоты, а остальные – сильные.

Примеры реакций солеобразования:

2HBr+ZnO=ZnBr2+H2O

2H2S+Ba(OH)2=Ba(HS)2+2H2O

2HI+Pb(OH)2=PbI2↓+2H2O

Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами HCl, HBr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):

M+2HГ=МГ22↑ (М=Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M+6НГ=2МГ3+3Н2↑ (M=Al, Ga)

 

Бескислородные соли образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH4+) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba(HS)2, NaCN, NH4Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.

Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F2, Cl2, Br2 и I2 (в общем виде Г2) и серой S (приведены реально протекающие реакции):

2M+Г2=2МГ (М=Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

М+Г2=МГ2 (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2М+3Г2=2МГ3 (M=Al, Ga, Cr)

2М+S=M2S (M=Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M+S=MS (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M+3S=M2S3 (M=Al, Ga, Cr)

И с к л ю ч е н и е:

а) Cu и Ni реагируют с галогенами Cl2 и Br2 (продукты MCl2, MBr2)

б) Cr и Mn реагируют с Cl2, Br2 и I2 (продукты CrCl3, CrBr3, CrI3 и MnCl2, MnBr2, MnI2)

в) Fe реагирует с F2 и Cl2 (продукты FeF3, FeCl3), с Br2 (смесь FeBr3 и FeBr2), с I2 (продукт FeI2)

г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu2S и CuS.

 

Прочие бинарные соединения – все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.

Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):

а) галогениды:

S+3F2=SF6, N2+3F2=2NF3

2P+5Г2=2РГ5 (Г=F, Cl, Br)

C+2F2=CF4

Si+2Г2=SiГ4 (Г=F, Cl, Br, I)

б) халькогениды:

2As+3S=As2S3

2E+5S=E2S5 (E=P, As)

E+2S=ES2 (E=C, Si)

в) нитриды:

3H2+N2↔2NH3

6M+N2=2M3N (M=Li, Na, K)

3M+N2=M3N2 (M=Be, Mg, Ca)

2Al+N2=2AlN

3Si+2N2=Si3N4

г) карбиды:

2M+2C=M2C2 (M=Li, Na)

2Be+C=Be2C

M+2C=MC2 (M=Ca, Sr, Ba)

4Al+3C=Al4C3

Si+C=SiC

д) силиниды:

4Li+Si=Li4Si

2M+Si=M2Si (M=Mg, Ca)

е) гидриды:

2M+H2=2MN (M=Li, Na, K)

M+H2=MN2 (M=Mg, Ca)

ж) пероксиды, надпероксиды:

2Na+O2=Na2O2 (сгорание на воздухе)

M+O2=MO2 (М=K, Rb, Cs; сгорание на воздухе)

Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации):

PCl2+4H2O=H3PO4+5HCl;

SiBr4+2H2O=SiO2↓+4HBr;

P2S5+8H2O=2H3PO4+5H2S↑;

SiS2+2H2O=SiO2↓+2H2S;

Mg3N2+8H2O=3Mg(OH)2↓+2(NH3∙H2O);

Na3N+4H2O=3NaOH+NH4∙H2O

Be2C+4H2O=2Be(OH)2↓+CH4

MC2+2H2O=M(OH)2+C2H2↑ (M=Ca, Sr, Ba)

Al4C3+12H2O=4Al(OH)3↓+3CH4

MH+H2O=MOH+H2↑ (M=Li, Na, K)

MgH2+2H2O=Mg(OH)2↓+H2

CaH2+2H2O=Ca(OH)2+H2

Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2

2MO2+2H2O=2MOH+H2O2+O2↑ (M=K, Rb, Cs)

Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF6, NF3, CF4, CS2, AlN, Si3N4, SiC, Li4Si, Mg2Si и Ca2Si.

 

НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ

ВЕЩЕСТВ

Индивидуальные вещества


Алебастр 2CaSO4 ∙ H2O

Алюмогель 4Al2O3 ∙ H2O

Барит едкий Ba(OH)2

Белила

титановые TiO2

цинковые ZnO

Бикарбонат NaHCO3

Газ

веселящий N2O

сернистый SO2

угарный CO

углекислый CO2

Гипс жженый 2CaSO4 ∙ H2O

Глинозем Al2O3

Золото

муссивное SnS2

сусальное Au (фольга)

Известь

гашеная Ca(OH)2

негашеная CaO

Кали едкое KOH

Камень

оловянный SnO2

синий CuSO4 ∙ 5H2O

Карборунд SiC

Каустик NaOH

Квасцы жженые KAl(SO4)2

Кизельгур SiO2

Кремнезем SiO2

Крокус Fe2O3

Крон

зеленый Cr2O3

свинцовый PbCrO4

Купорос

белый ZnSO4 ∙ 7H2O

зеленый FeSO4 ∙ 7H2O

синий CuSO4 ∙ 5H2O

Лазурь берлинская

KFeIII[FeII(CN)6]

Лед сухой CO2 (твердый)

Магнезия жженая MgO

Масло

оловянное SnCl4 (жидкий)

сурьмяное SbCl3 (жидкий)

Мышьяк белый As2O3

Натр Na2O

едкий NaOH

Песок SiO2

Поташ K2CO3

Преципитат CaHPO4 ∙ 2H2O

Сажа C ( графит, дисперсный)

Селитра

индийская KNO3

норвежскаяCa(NO3)2 ∙ 4H2O

чилийская NaNO3

Силикагель SiO2n H2O

Синь турбуллева

KFeIII[FeII(CN)6]

Сода

двууглекислая NaHCO3

кальцинированная Na2CO3

каустическая NaOH

питьевая NaHCO3

стиральная Na2CO3

Соль

английская MgSO4 ∙ 7H2O

бертоллетова KClO3

глауберова Na2SO4 ∙ 10H2O

горькая MgSO4 ∙ 7H2O

желтая кровяная

K4[Fe(CN)6] ∙ 3H2O

золотая Na[AuCl4] ∙ 2H2O

красная кровяная

K3[Fe(CN)6]

Мора Fe(NH4)2(SO4)2 ∙ 6H2O

морская NaCl

оловянная

[Sn(H2O)Cl2] ∙ H2O

пищевая NaCl

поваренная NaCl

Станиоль Sn (фольга)

Сулема 2HgCl2

Суперфосфат двойной

Ca(H2PO4)2 ∙ H2O

Ферроцианид K3[Fe(CN)6]

Ферроцианид

K4[Fe(CN)6] ∙ 3H2O

Фосген CCl2O

Хромпик K2Cr2O7

Цвет серный S (порошок)

Цементит Fe3C

 


 


Смеси, растворы

Алунд – химически стойкий керамический материал на основе Al2O3 (огнеупорные тигли, трубки)

Аммофос – смесь NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4 (минеральноеазотнофосфорное удобрение)

Белила свинцовые – смесь PbCO3 и Pb(OH)2

Вода

аммиачная – 25%-ный водный раствор NH3

баритовая – насыщенный водный раствор Ba(OH)2

бромная – насыщенный раствор Br2, содержит HBr2, HB2 (сильный окислитель)

гипсовая – насыщенный водный раствор CaSO4

жавелевая – водный раствор KOH, насыщенный хлором Cl2, содержит KCl, KClO

известковая – насыщенный водный раствор Ca(OH)2

иодная – раствор I2 в водном растворе KI, содержит KI ∙ I2, или K[I(I)2]

лабарракова – водный раствор NaOH, насыщенный хлором Cl2, содержит NaCl, NaClO

сероводородный – насыщенный раствор H2S

хлорная – насыщенный раствор Cl2, содержит HCl, HClO (сильный окислитель)

Водка царская – смеь 63%-ной HNO3 и 36%-ной HCl в объемном отношении 1:3 (сильный окислитель)

Газ

водяной – смесь CO и H2

генераторный – смесь CO, N2, CO2

гремучий – смесь H2 и O2 (объемное отношение 2:1)

Глина белая – смесь каолинита Al4(Si4O10)(OH)8 и SiO2

 

Жидкость бордоская – раствор CuSO4 в известковом молоке

Известка – смесь Ca(OH)2, SiO2, H2O

Известь

белильная – смесь Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2, H2O

натронная – смесь CaO, Ca(OH)2, NaOH

хлорная – смесь Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2, H2O

Каолин – смесь каолинита Al4(Si4O10)(OH)8 и SiO2

Кислота

плавиковая – 40%-ный водный раствор HF

серная дымящая – см. Олеум

сероводородная – водный раствор H2S

синильная – водный раствор HCN

соляная – 36%-ный водный раствор HCl

фтороводородная – водный раствор HF

хлороводородная – водный раствор HCl

Масло купоросное техническая 90%-ная H2SO4

Молоко известковое – суспензия Ca(OH)2 в известковой воде

Наждак – смесь Al2O3 и (FeIIFe2III)O4

Олеум – раствор SO3 в безводной H2SO4, содержит H2S2O7

Охра – смесь Fe2O3, Al2O3, SiO2

Пергидроль – 30%-ный водный раствор H2O2

Смесь – хромовая – раствор K2Cr2O7 или CrO3 в 60%-ной H2SO4

Спирт нашатырный – 3-10% ный водный раствор NH3

Стекло

жидкое – щелочной водный раствор Na2SiO3 и K2SiO3

растворимое – смесь Na2SiO3, K2SiO3, SiO2

Суперфосфат простой – смесь Ca(H2PO4)2 ∙ H2O, CaSO4

Термит – смесь порошков Al и (FeIIFe2III)O4

Углекислота – насыщенный водный раствор CO2

Щелок

калийный – водный раствор KOH

натровый – водный раствор NaOH

Сплавы

(элементный состав выражен массовой долей, %)

Алюмель – на основе Ni, содержит Al 1,8 – 2,5, Mn 1,8 - 2,2, Si 0,85 – 2,0, иногда Fe 0,5

Амальгама – на основе Hg, содержит один из металлов IА-, IIА-, IБ- или IIБ- групп

Баббит

оловянный – Sn 82 – 84, Sb 10 – 12, Cu 6

свинцовый – Pb 80 – 82, Sb 16 – 18, Cu 2

Бронза – на основе Cu и Sn, содержит Al, Be, Pb, Cr, Si

Дюраль (дуралюмин) - на основе Al, содержит Cu, Mg, Mn

Инвар – Fe 63, Ni 36, Mn 0,5, C 0,5

Константан – Cu 60, Ni 40

Латунь – на основе Cu и Zn (до 50), содержит Al, Fe, Mn, Ni, Pb

Манганин – Cu 83, Mn 13, Ni 4

Мельхиор – на основе Cu Ni (5 – 30), содержит Fe, Mn

Монель-металл – на основе Ni и Cu (27 – 29), содержит Fe, Mn

Нержавеющая сталь

хромоникелевая – сталь, содержит Cr 18, Ni 9

хромистая – сталь, Cr 13 - 27

Никелин – на основе Cu и Ni (25 – 35), содержит Mn, Fe, Zn

Нихром – Ni 65 – 80, Cr 15, содержит Si, Al

Нойзильбер – Cu 82 – 20, Ni 5 - 35, Zn 13 - 45

Победит – WC ≈ 90, Co ≈ 10

Платинородий – Pt 90, Rh 10

Припой – Sn 30 – 70, Pb 70 - 30

Сплав Вуда – Bi 50, Pb 25, Sn 12,5, Cd 12,5

Сталь (обычная) – на основе Fe, содержит C 0,02 – 2,06

Хромель – на основе Ni, содержит Cr 9 – 10, Co 1

Чугун – на основе Fe,содержит C более (обычно 3,0 – 4,5), а также Mn, Si, S, P и др.

 

Минералогические названия

 

Далее приведены названия и состав распространенных минералов и горных пород. Минералогические названия не входят в химическую номенклатуру, но используются для обозначения химических реактивов (что не обязательно рекомендуется, но широко распространено, ввиду краткости в литературе).

Устаревшие названия отмечены звездочкой (*). Названия драгоценных, полудрагоценных и поделочных камней выделены курсивом.



Агат – полосчатый халцедон

Аквамарин – берилл с примесью FeII,голубовато-зеленый

Алебастр – мелкозернистый гипс

Александрит – хризоберилл с примесью CrIII, зеленый при дневном и красный при искусственном освещении

Алмаз C

Аметист – кварц с примесями, фиолетовый

Ангидрит



Поделиться:


Познавательные статьи:




Последнее изменение этой страницы: 2016-08-26; просмотров: 1248; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.149.250.65 (0.012 с.)