Общая характеристика классов веществ

 

В соответствии со сводной таблицей классов веществ (табл.) ниже приводятся определения классов неорганических веществ, их важнейшие химические свойства и способы получения.

Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Делятся по химическому составу:

Неорганические вещества

 

Простые вещества Сложные вещества

 

1.1. Простые вещества образованы атомами одного элемента.

Делятся по химическим свойствам:

 

Простые вещества

Металлы Амфигены Аэрогены Неметаллы

Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

IA-группа Li, Na, K, Rb, Cs

IIA-группа Mg, Ca, Sr, Ba

Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

2М + 2Н₂О = 2МОН + Н₂↑ (M= Li, Na, K, Rb, Cs)

М + 2Н₂О = М(ОН)₂ + Н₂↑ (M= Mg, Ca, Sr, Ba)

Простые вещества элементов Cu, Ag и Ni также относят к металлам, так как у их оксидов CuO, Ag₂O, NiO и гидроксидов Cu(OH)₂, Ni(OH)₂ преобладают основные свойства.

 

Неметаллы – простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:

VIIA-группа F₂, Cl₂, Br₂, I₂

VIA-группа O₂, S, Se

VA-группа N₂, P, As

IVA-группа C, Si

Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

 

Амфигены – амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены:

IIA-группа Be

VIБ-группа Cr

IIБ-группа Zn

IIIA-группа Al, Ga

IVA-группа Ge, Sn, Pb

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены – благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA-группы: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Xe и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.

 

1.2. Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:

Сложные вещества

Оксиды Гидроксиды Соли Бинарные

соединения

 

1.2.1. Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (–II). Делятся по составу и химическим свойствам:

Оксиды

 

 

Основные Кислотные Амфотерные Двойные

Несолеобразующие

 

Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O^+IIF₂^–I и H₂^+IO₂^–I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения S^+IVCl₂^–IO^–II.

Причины разделения оксидов на основные, кислотные и амфотерные легче вскрываются в результате рассмотрения характера диссоциации их гидратов.

Электролитическая диссоциация гидратов (гидроокисей), имеющих общую формулу ЭОН, может происходить по основному (I) и кислотному (II) направлениям:

Н

О

Э

I II

Преобладание того или иного направления зависит от относительной полярности связей Э−О и О−Н (а она зависит от разности электроотрицательностей (Δχ) компонентов, а также от размеров и эффективного заряда атомов). Так, для NaOH разность электроотрицательностей элементов в связи Na−O (3,5-0,9) больше, чем в связи O−H (3,0-2,1). Связь Na−O, следовательно, более полярна, чем связь O−H, и диссоциация происходит при разрыве связи Na−O, т.е. по основному типу (I). В случае H−O−Cl, степень полярности связи H−O > O−Cl, т.к. Δχ H−O (3,5-2,1) > Δχ O−Cl (3,5-3,0); следовательно, диссоциация будет происходить по месту связи H−O, т.е. диссоциация в этом случае будет происходить по кислотному типу (II). В случае, если полярности обеих связей будут близки друг к другу, приходится считаться с возможностью диссоциации по обоим направлениям. Подобные соединения, способные при одних и тех же условиях отщеплять и ионы водорода и ионы гидроксильной группы, называются амфотерными.

Характер диссоциации (кислотный или основной) можно объяснить также, исходя из понятия плотности заряда иона.

Плотность заряда иона – отношение заряда иона к его радиусу r. Связь условного иона O^2– с H⁺ значительна, потому что плотность заряда иона водорода большая. При небольшой плотности заряда у ионов металлов, т.к. радиусы их велики, связь их с О^2– ионами менее прочна, чем связь О−Н, поэтому происходит диссоциация по основному типу – на ионы металлов и ОН^- - ионы. Но чем большую плотность заряда имеет положительно заряженный ион элемента, тем в большей степени он будет притягивать О^2– – ионы и отталкивать Н⁺ - ионы, что приведет к диссоциации кислотного характера – на Н⁺-ионы и анионы.

Это объяснение находит полное подтверждение, если рассмотреть его в связи с положением элементов в периодической системе. Так, у элементов начала каждого периода, т.е. у металлов I и II групп, диссоциация гидроксидов протекает по основному типу потому, что плотность заряда ионов этих металлов незначительна. При переходе в периоде слева направо заряд ионов элементов растет, а радиус уменьшается, потому что при этом же числе квантовых слоев атомы сжимаются вследствие увеличения заряда ядра. Плотность заряда возрастает и гидроксиды типичных металлов, расположенных в начале периода, обладают резко выраженными основными свойствами, а гидроксиды неметаллов – элементов, расположенных в конце каждого периода, диссоциируют по кислотному типу.

Ниже приведено изменение ионных радиусов элементов III периода в высшей степени окисления:

Элемент	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
Степень окисления	+1	+2	+3	+4	+5	+6	+7
о Ионный радиус, А	0,98	0,78	0,57	0,39	0,34	0,29	0,26

 

У гидроксидов элементов, находящихся в периодах между типичными металлами и активными неметаллами, постепенно уменьшается основной характер и возрастает кислотный характер диссоциации. Гидроксиды, образованные этими элементами, проявляют амфотерный характер, т.е. могут диссоциировать и как основания, и как кислоты. Например, Al(OH)₃ является амфолитом с преобладанием основного свойства, гидроксид Si(OH)₄ - амфолит с резко преобладающими кислотными свойствами, он образует в растворе кислородосодержащие анионы.

Также закономерно изменяется характер диссоциации гидроокисей в зависимости от положения элементов в каждой главной подгруппе периодической системы: кислотный характер диссоциации гидроокисей возрастает, если перемещаться по подгруппе снизу вверх, т.к. при одном и том же заряде ионов элементов одной группы радиус их снизу вверх убывает (потому что уменьшается число квантовых слоев), а плотность заряда элемента возрастает.

 

Оснóвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) оснóвных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li₂O, MgO, CaO и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O и BaO получают другими способами.

Оксиды CuO, Ag₂O и NiO также относят к оснóвным.

 

Химические свойства оснóвных оксидов

Оснóвные оксиды:

а) взаимодействуют с водой с образованием оснований

K₂O+H₂O=2KOH

б) взаимодействуют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей

BaO+N₂O₅=Ba(NO₃)₂

Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+3H₂O.

в) взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами, образуя соли

сплавление

BeO+ZnO=BeZnO₂+H₂O

BeO+Zn(OH)₂=H₂O+BeZnO₂

 

Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных неметаллов только S, Se, P, As, C и Si образуют оксиды SO₂, SeO₂, P₂O₅, As₂O₃, CO₂ и SiO при сжигании на воздухе; оксиды Cl₂O, Cl₂O₇, I₂O₅, SO₃, SeO₃, N₂O₃, N₂O₅ и As₂O₅ получают другими способами.

И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO₂ и ClO₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO₂ и ClO₂ реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO₂ с водой, образуя две кислоты:

а) 2NO₂+2NaOH=NaNO₂+NaNO₃+H₂O

б) 2ClO₂+H₂O(хол.)=HClO₂+HClO₃

2СlO₂+2NaOH(хол.)=NaClO₂+NaClO₃+H₂O

Оксиды CrO₃ и Mn₂O₇ (Хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.