Основные классы неорганических соединений

Оксиды

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, со степенью окисления минус два (–2).

 

Таблица 1.1

 

Свойства оксидов

Определения, классификация, номенклатура

Примеры

Классификация  оксидов: 1) несолеобразующие (индифферентные, безразличные),     2) солеобразующие: – основные оксиды, которые образуются металлом и кислородом (им соответствуют основания),     – кислотные оксиды, которые образуются неметаллами или металлами с высшей степенью окисления (высшая степень окисления соответствует номеру группы); кислотным оксидам соответствуют кислоты,   – амфотерные оксиды образуются амфотерными металлами (Be, Zn, Sn, Pb, Al, Cr и т.д.) с кислородом

NО – оксид азота (II) N2О – оксид азота (I) СО – оксид углерода (II) SiО – оксид кремния (II)   МgО – оксид магния СdО – оксид кадмия NiО – оксид никеля (II) Сu2О – оксид меди (I) СuО – оксид меди (II) Если степень окисления элемента постоянна, то она в названии не указывается.   SО2 – оксид серы (IV) Р2О5 – оксид фосфора (V) SiО2 – оксид кремния (IV) Мn2О7 – оксид марганца (VII) СrО3 – оксид хрома (VI)     ВеО – оксид бериллия ZnО – оксид цинка SnО – оксид олова (II) PbО – оксид свинца (II) Al2О3 – оксид алюминия Сr2О3 – оксид хрома (III)

Продолжение таблицы 1.1

Определения, классификация, номенклатура	Примеры
Графическое изображение молекул оксидов
Получение оксидов   1. Взаимодействием простых веществ с кислородом   2. Окислением сложных веществ     3. Разложением при высоких температурах нитратов, карбонатов, гидроксидов     4. Окислением металлов оксидами других элементов при высоких температурах   5. Разложением высших оксидов или доокислением низших оксидов при нагревании	С + О2 = СО2 S + О2 = SО2 2Сu + О2 = 2СuО 4Al + 3О2 = 2Al2О3   2Н2S + 3О2 = 2SО2 + 2Н2О 2СО + О2 = 2СО2   2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2 CaCO3 = CaO + CO2 NiCO3 = NiO + CO2 Cu(OH)2 = CuO + H2O   Fe2O3 + 2Al = 2Fe + A2O3 V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO 3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3   4MnO2 = 2Mn2O3 + O2 4СoО + О2 = 2Сo2О3 4CrO3 = 2Cr2O3 + 3О2

 

Окончание таблицы 1.1

Определения, классификация, номенклатура

Примеры

Химические свойства оксидов Основные оксиды взаимодействуют: 1) с водой (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) образуют щелочи; оксиды остальных металлов с водой не взаимодействуют,   2) с кислотами образуют соль и воду,   3) с кислотными оксидами образуют соль   Кислотные оксиды взаимодействуют: 1) с водой, образуя кислоты; кислотные оксиды называют ангидридами кислот,   2) с основаниями, образуя соль и воду,     3) с основными оксидами, образуя соли   Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами

СаО + Н2О = Са(ОН)2 Nа2О + Н2О = 2NаОН СuО + Н2О ≠   МgО + 2НСl = МgСl2 + Н2О СuО + Н2SО4 = СuSО4 + Н2О   СаО + СО2 = СаСО3 СdО + SО2 = СdSО3     SО2 + Н2О = Н2SО3 N2О5 + Н2О = 2НNО3 SiО2 + Н2О ≠   SО2 + NаОН = NаНSО3 SО2 + 2NаОН = Nа2SО3 + Н2О Р2О5 + 6КОН = 2К3РО4 + 3Н2О   SО2 + СuО = СuSО3 N2О3 + СаО = Са(NО2)2   ВеО + 2НСl = ВеСl2 + Н2О ВеО + 2NаОН = Nа2ВеО2 + Н2О бериллат натрия ВеО+2NаОН+ Н2О = Nа2[Ве(ОН)4] тетрагидроксобериллат (ΙΙ) натрия   ZnО + 2NаОН = Nа2ZnО2 + Н2О цинкат натрия ZnО+2NаОН+Н2О = Nа2[Zn(ОН)4] тетрагидроксоцинкат (ΙΙ) натрия   PbО + 2NаОН = Nа2PbО2 + Н2О плюмбит натрия PbО+2NаОН+Н2О = Nа2[Pb(ОН)4] тетрагидроксоплюмбат (ΙΙ) натрия

Основания

Основаниями, исходя из теории электролитической диссоциации, называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (ОН^–), например, NaOH Û Na⁺ + OH^–.

Таблица 1.2

Свойства оснований

Определения, классификация, номенклатура	Примеры
Различают основания по кислотности Кислотность основания определяется количеством гидроксид-ионов (иногда используют название гидроксо-анионы) ОН–.   Основания делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые, выпадающие в осадок   Основания амфотерных металлов обладают амфотерными свойствами	NaOH – однокислотное Ca(OH)2 – двухкислотное Cr(OH)3 – трехкислотное   щелочи – NaOH, Ca(OH)2 нерастворимые – Cd(OH)2↓, Мg(OH)2↓   Аl(OH)3↓ – гидроксид алюминия Zn(OH)2↓ – гидроксид цинка
Графическое изображение молекул оснований
Получение оснований 1. Нерастворимые основания образуются при взаимодействии соли со щелочью. 2. Растворимые основания (щелочи) получают взаимодействием соответствующего металла, оксида, гидрида, пероксида с водой	AlСl3 + 3NаОН = Al(OH)3↓ + 3NаСl Fe(NO3)3+3KOH = Fe(OH)3↓+3KNO3   2Nа + 2Н2О = 2NаOH + Н2↑ Nа2О + Н2О = 2NаOH NаН + Н2О = NаOH + Н2↑ 2Nа2О2 + 2Н2О = 4NаOH + О2↑

Окончание таблицы 1.2

Определения, классификация, номенклатура	Примеры
Химические свойства Основания взаимодействуют: 1) с кислотами, образуя соль и воду (реакция нейтрализации); 2) с кислотными оксидами, образуя соль и воду; 3) щелочи взаимодействуют с солями, образуя нерастворимое основание и новую соль; 4) амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами, 5) основания при нагревании разлагаются (кроме оснований щелочных металлов)	NaОН + НСl = NaСl + Н2О Сu(OH)2 + Н2SО4 = СuSО4 + 2Н2О Ca(OH)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О   6KOH + Fe2(SO4)3 = = 2Fe(OH)3↓ + 3K2SO4   Al(OH)3 + 3НСl = AlСl3 + 3Н2О Al(OH)3 + NаОН = NаAlО2 + Н2О Al(OH)3 + 3NаОН = Nа3[Al(ОН)6] Сu(OH)2 = СuО + Н2О 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3Н2О

 

Кислоты

Кислотами, исходя из теории электролитической диссоциации, называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода, например,  HNO₃ Û Н⁺ + NO₃^–

 

Таблица 1.3

Свойства кислот

Определения, классификация, номенклатура	Примеры
Различают кислоты бескислородные    и кислородсодержащие   Основность кислоты определяется числом катионов водорода, способных к замещению на металл   Сила кислоты зависит от ее способности к электролитической диссоциации в водных растворах и определяется по значению степени диссоциации α или константы диссоциации Кдис.., численные значения которых приводятся в справочниках	HBr – бромоводородная, H2S – сероводородная HNO3 – азотная, HMnO4 – марганцовая НСl – одноосновная H2SO4 – двухосновная Н3РО4 – трехосновная   Сильные кислоты – НСl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4   Слабые кислоты – H2CO3, H2S, HCN, H2SO3, большинство органических кислот

Окончание таблицы 1.3

Определения, классификация, номенклатура	Примеры
Графическое изображение молекулы кислоты
Получение кислот 1. Взаимодействие ангидрида с водой     2. Взаимодействием кислоты с солью, если ангидрид нерастворим в воде, 3. Бескислородные кислоты – при растворении в воде водородного соединения, которое получают взаимодействием водорода с неметаллом, либо косвенным путем	N2O5 + H2O = 2HNO3 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 MnO3 + H2O = H2MnO4 Na2SiO3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO3↓   H2 + Cl2 = 2HCl ↑ 2NaCl + H2SO4(к.) = Na2SO4 + 2HCl ↑ Образовавшийся по обеим реакциям газообразный хлороводород растворяют в воде с получением соляной кислоты
Химические свойства Кислоты взаимодействуют: 1) с основаниями, образуя соль и воду (реакция нейтрализации), 2) с основными оксидами,   3) с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода с выделением водорода; с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода реагируют концентрированные кислоты, являющиеся сильными окислителями (водород при этом не выделяется), 4) с солями, образованными слабыми кислотами	Н2SО4 + 2NаOH = Nа2SО4 + 2Н2О 2НСl + Сu(OH)2 = СuСl2 + 2Н2О 2НСl + МgО = МgСl2 + Н2О 2HNO3 + СuО = Сu(NO3)2 + Н2О   Mg + H2SO4(р.) = MgSO4 + H2↑   Cu+2H2SO4(к.) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O   2НСl + Nа2СO3 = 2NаСl + СО2↑ + Н2О

Соли

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков.

 

Таблица 1.4

Свойства солей

Понятия, классификация, химические свойства	Примеры
Различают следующие типы солей: 1) средние (нормальные) – все катионы водорода замещены на металл; 2) кислые – часть катионов водорода замещена на металл (образуют многоосновные кислоты); 3) основные – содержат в катионе рядом с металлом гидроксид-ионы (образуют многокислотные основания); 4) двойные – состоят из ионов разных металлов (включая ион аммония NН4+) и кислотного остатка; 5) комплексные – содержат комплексный ион, существующий как в кристаллическом состоянии, так и в растворе	КNO3 – сульфат калия КNO3 Û Н+ + NO3– КHS – гидросульфид калия КHS Û К+ + НS–   Al(OH)Cl2 – гидроксохлорид алюминия AlOHCl2 Û (AlOН)2+ + 2Cl– FeNH4(SO4)2 – железоаммонийные квасцы FeNH4(SO4)2 Û Fe3+ + NН4+ + 2SO42– Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия Na2[Zn(OH)4] Û 2Na+ + [Zn(OH)4]2–
Графическое изображение молекулы соли
Способы получения солей: 1) взаимодействием кислот с основаниями   2) взаимодействием кислот с основными оксидами 3) взаимодействием кислот с солями 4) взаимодействием двух различных солей 5) взаимодействием металлов с простым веществом	H2SO4 + KOH = KНSO4 + H2O H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O HCl + Bi(OH)3 = Bi(OH)2Cl↓ + H2O 2HCl + Na2O = 2NaCl + H2O   2HCl + Na2SO3= 2NaCl + SO2↑ + H2O K2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2KCl   2Na + Cl2 = 2NaCl Ca + S = CaS

Продолжение таблицы 1.4.

Понятия, классификация, химические свойства	Примеры
6) взаимодействием металлов с кислотами   7) взаимодействием металлов с солями 8) взаимодействием кислотных оксидов с основными оксидами 9) взаимодействием щелочей с солями 10) взаимодействием щелочей с   неметаллами 11) взаимодействием солей с неметаллами 12) взаимодействием оснований с кислотными оксидами 13) термическим разложением	2Fe + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2↑ 4Zn + 10HNO3(оч.разб) = 4Zn(NO3)2 + + NH4NO3 + 3H2O Cu + HgCl2 = CuCl2 + Hg   SiO2 + MgO = MgSiO3   2NaOH + CuCl2= Cu(OH)2↓ + 2NaCl   2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O   2KI + Cl2 = 2KCl + I2   NaOH + CO2 = NaHCO3 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2KClО3 = 2KCl + 3О2↑
Химические свойства Для солей характерно взаимодействие: 1) с металлами     2) со щелочами 3) с кислотами 4) с солями Реакции 2 – 4 сопровождаются образованием слабодиссоциирующих соединений, осадков, газов	FeSO4 + Mg = Fe + MgSO4 Cu(NO3)2 + Zn = Zn(NO3)2 + Cu   FeCl3 + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)3↓ CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 CaCl2 + Na2SO4 = CaSO4↓ + 2NaCl