Билет 1

Бинарные соединения

Бинарные соединения являются распространенным типом неорганических сложных веществ. К ним относятся двухэлементные соединения, в которых электроположительная и электроотрицательная составляющие представляют собой отдельные атомы одного элемента или одноэлементные группы атомов (например, NaCl, Al2S3, N2O, SnH4). Если одна из составляющих включает не связанные между собой атомы или одноэлементные группы атомов двух, трех и т. д. элементов, то такие соединения можно рассматривать как двойные, тройные и т. д. бинарные соединения. Так, IO2F3 можно представить как IF7, в котором четыре атома фтора замещены на два атома кислорода. Другими примерами могут служить SF6 и S(Br)O2F, PI5 и PSI3, CrO3 и CrO(O2)2. Известны и псевдобинарные соединения, в которых устойчивые группировки атомов разных элементов входят в состав той или иной составляющей, например, Hg(CN)2. В соответствии с традицией к бинарным соединениям относятся такие неорганические вещества, как гидроксиды, кислоты и их соли. Их названия будут обсуждены в последующих разделах.

Систематические названия бинарных соединений в общем случае составляются по универсальным номенклатурным правилам с применением числовых приставок. Для многих бинарных соединений (но не для всех) используется способ Штока с указанием степени окисления элемента в электроположительной составляющей (см. п. 1.1.4). Если оба названия приблизительно равнозначны по сложности написания и произношения, то название по способу Штока предпочтительнее (в нижеследующих примерах в таких случаях приводятся оба названия; на первом месте следует название по способу Штока). В скобках приведены традиционные и специальные названия веществ, использование которых допускается наряду с их систематическими названиями.

Галогениды. В галогенидах электроотрицательная составляющая включает атомы галогенов — фтора, хлора, брома или иода. Применение термина галиды не рекомендуется. Примеры систематических названий галогенидов:

HF — фторид водорода (фтороводород);

HCl — хлорид водорода (хлороводород);

HBr — бромид водорода (бромоводород);

HI — иодид водорода (иодоводород);

K(I3) — трииодид(1–) калия;

Hg2Br2 —дибромид диртути;

HgBr2 — бромид ртути(II) или дибромид ртути;

AlCl3 — хлорид алюминия(III) (хлорид алюминия);

(PCl2)N — нитрид-дихлорид фосфора;

SOF2 — дифторид-оксид серы (тионилфторид);

S(Cl2)O — оксид-дихлорид серы (тионилхлорид);

S(Br2)O — оксид-дибромид серы (тионилбромид);

SO2F2 — дифторид-диоксид серы (сульфурилфторид);

S(Cl2)O2 — диоксид-дихлорид серы (сульфурилхлорид).

Применение традиционных названий типа тионилхлорид или сульфурилхлорид должно быть ограничено. Для галогенидов, содержащих атомы электроположительных элементов в низких и не характерных для них степенях окисления, не рекомендуется употреблять названия с приставкой суб-. Вместо них следует применять систематические названия с числовыми приставками. Например:

Ag2F — фторид дисеребра вместо субфторид серебра;

As2I4 — тетраиодид димышьяка вместо субиодид мышьяка.

Водные растворы галогенидов водорода (вода в качестве растворителя) рассматривают как бескислородные кислоты и называют соответственно:

HF (aqua) — фтороводородная кислота;

HCl (aqua) — хлороводородная кислота;

HBr (aqua) — бромоводородная кислота;

HI (aqua) — иодоводородная кислота.

Псевдогалогениды. К псевдогалогенидам относятся соединения, в которых роль электроотрицательных составляющих (анионов) играют группы атомов, обладающих галогеноподобными свойствами. Например:

HCN — цианид водорода (циановодород); для HCN (aqua) — циановодородная кислота;

Cr(CN)2 — цианид хрома(II) или дицианид хрома;

HOCN — цианат водорода; для HOCN (aqua) — циановая кислота;

HCNO — цианат-N водорода; для HCNO (aqua) — изоциановая кислота;

P(NCO)3 — три(цианат-N) фосфора;

HSCN — тиоцианат водорода; для HNCS (aqua) — тиоциановая кислота;

AgSCN — тиоцианат серебра(I);

Hg(CNO)2 — фульминат ртути(II).

Оксиды. Оксиды (устаревшее название группы — окислы — применять запрещается) представляют собой бинарные соединения, в которых электроотрицательной составляющей (анионом) являются атомы кислорода.

Для оксидов, содержащих атомы электроположительных элементов в низких и (или) не характерных для них степенях окисления, не рекомендуется применять названия с приставками прот- и суб-. Такие названия, как N2O — протооксид азота или V4O — субоксид ванадия, являются устаревшими. Вместо них следует применять систематические названия с числовыми приставками (N2O — оксид диазота; V4O — оксид тетраванадия). Не реко­мендует­ся применять старую функциональную номенклатуру оксидов (ангидрид кислоты). Названия гидратированных оксидов приведены в пп. 1.1.6 и 1.3.1.

Оксиды, в состав которых входят два разных металлических элемента, называются двойными оксидами (термин смешанные оксиды применять не рекомендуется). В формулах двойных оксидов катионы выделяют скобками во избежание отождествления их с формулами солей; при этом в систематических названиях металлические элементы указывают через дефис. Например:

(U2VUVI)O8 — оксид урана(VI)-диурана(V), (U3O8 — октаоксид триурана);

(BeAl2)O4 — тетраоксид диалюминия-бериллия.

Ряд двойных оксидов, имеющих состав (MIIM2III)O4 или (M2IIMIV)O4, имеет название шпинель:

(FeIIFe2III)O4 — оксид дижелеза(III)-железа(II), (Fe3O4 — тетраокид трижелеза);

(Pb2IIPbIV)O4 — оксид свинца(IV)-дисвинца(II), (Pb3O4 — тетраоксид трисвинца).

Применение брутто-формул типа М3O4 должно быть ограничено.

Соединения, содержащие пероксид-, надпероксид- и озонид-ионы (см. п. 1.1.3), называют, используя числовые приставки (например, H2O2 — пероксид водорода; RbO2 — надпероксид рубидия; NaO3 — озонид натрия).

Сульфиды, селениды, теллуриды. Сульфиды, селениды, теллуриды представляют собой бинарные соединения, в которых электроотрицательной составляющей (анионом) являются атомы серы, селена и теллура. Часто бинарные соединения элементов VI А группы Периодической системы объединяют общим термином халькогениды. Их называют по систематической номенклатуре с использованием числовых приставок либо по методу Штока. Например:

Ni2S —сульфид диникеля или сульфид никеля(I);

NiS — сульфид никеля(II);

GaSe — моноселенид галлия или селенид галлия(II);

Ga2Se3 — триселенид дигаллия или селенид галлия(III);

Na2Te — теллурид натрия.

Для сульфидов, селенидов и теллуридов, содержащих атомы электроположительных элементов в низких и нехарактерных степенях окисления, не рекомендуется употреблять названия с приставкой суб- (аналогия с названиями оксидов, например, Ga2S — субсульфид галлия). Вместо них следует применять систематические названия с числовыми приставками (например: P4S2 — дисульфид тетрафосфора; Ga2Se — селенид дигаллия; Ag4Te — теллурид тетрасеребра).

Соединения, содержащие гидросульфид- (старое название — бисульфит) или гидроселенид-ион, называют, сохраняя слово гидро- (например, Ca(HS)2 — гидросульфид кальция). Названия двойных сульфидов (термин смешанные сульфиды по отношению к этим веществам применять не рекомендуется) принято перечислять по формуле справа налево и писать через дефис (например, (FeCu)S2 — дисульфид меди-железа).

Халькогениды, содержащие анионы (Sn)2–, (Sen)2– или (Теn)2–, называют аналогично многоэлементным одноатомным ионам. Например: K2(S5) — пентасульфид(2–) калия; (NH4)2(Sn) — полисульфид(2–) аммония; Li2(Se4) — тетраселенид(2–) лития; Na2(Tе6) — гексателлурид(2–) натрия.

Водородные соединения серы, селена и теллура имеют специальные названия:

H2S — моносульфан (сероводород);

H2S2 — дисульфан;

H2S3 — трисульфан;

H2S4 — тетрасульфан;

H2S5 — пентасульфан;

H2Sn — полисульфан;

H2Se — селан (селеноводород);

H2Te — теллан (теллуроводород).

Водные растворы H2S, H2Se и Н2Те рассматривают как бескислородные кислоты и называют подобно водным растворам галогенидов водорода:

H2S (aqua) — сероводородная кислота;

H2Se (aqua) — селеноводородная кислота;

H2Te (aqua) — теллуроводородная кислота;

Нитриды. В нитридах в качестве электроотрицательной составляющей выступают атомы азота. Их называют по систематической номенклатуре с использованием числовых приставок либо по методу Штока. Например: BN — мононитрид бора; GaN — мононитрид галлия; Cа3N2 — динитрид трикальция (нитрид кальция); Cl3N — нитрид хлора(I) или нитрид трихлора.

Названия с приставками суб- и пер- (например, Cu3N — субнитрид меди, BaN2 — пернитрид бария) являются устаревшими, и применять их не рекомендуется.

Водородные соединения азота. Соединения азота с водородом имеют специальные названия: NН3 — аммиак; N2H4 — гидразин, NH2CN — цианамид (допускается написание формулы H2CN2),

Псевдобинарные соединения, одна из составляющих которых представляет собой азотоводородные группы атомов, имеют следующие названия:

NH2OH — гидроксиламин;

NH2C1 — хлорамин;

PS(NH2)3— триамид-сульфид фосфора;

S(NH)O — оксид-имид серы;

CaCN2 — цианамид кальция;

(NH2)2CO — карбамид;

(NH2)2CS — тиокарбамид.

Соединения, содержащие катионы аммония, гидразиния(1+), гидразиния(2+) или гидроксиламиния (см. п. 1.1.3), называют следующим образом:

NH4Сl — хлорид аммония;

N2H5Cl2 — хлорид гидразиния(1+);

N2H6Cl2 — хлорид гидразиния(2+);

(NH3OH)Cl — хлорид гидроксиламиния.

Соединение HN3 называется азид водорода (азидоводород), а названия его производных — азиды, например: Pb(N3)2 — азид свинца(II) или диазид свинца. Водный раствор азида водорода рассматривают как бескислородную кислоту и называют азидоводородной кислотой — HN3 (aqua).

Названия водных растворов NH3, N2H4 и NH2OH — см. п. 1.1.6.

Фосфиды. В фосфидах в качестве электроотрицательной составляющей выступают атомы фосфора. Их называют по систематической номенклатуре с использованием числовых приставок либо (в некоторых случаях) по методу Штока. Например: Мn3Р2 — дифосфид тримарганца; МnР — монофосфид марганца; FeP — монофосфид железа; U3P4 — тетрафосфид триурана. Названия водородных соединений фосфора будут рассмотрены дальше.

Карбиды. В карбидах в качестве электроотрицательной составляющей выступают атомы углерода. Карбиды, гидролизующиеся с образованием ацетилена С2Н2, иногда называют ацетиленидами. Примеры названий карбидов:

СаС2 — дикарбид кальция или ацетиленид кальция;

Cu2C2 — дикарбид димеди или ацетиленид меди(I);

Mg2C3 — трикарбид димагния;

NaHC2 — дикарбид водорода-натрия;

Сr23С6 — гексакарбид 23-хрома.

Гидриды. В гидридах в качестве электроотрицательной составляющей выступают атомы водорода. Примеры систематических названий гидридов:

CuH — гидрид меди(I);

(ВеН2)п — поли(дигидрид бериллия), (полигидрид бериллия);

(А1Н3)п — поли(тригидрид алюминия), (полигидрид алюминия).

Если известно строение двойных гидридов, что отражено в формуле, то для построения их названий используют номенклатуру координационных соединений (см. п. 1.2.2). Например: Li[AlH4] — тетрагидридо­алюми­нат(III) лития; Al[(BH4)3] — тетрагидридоборат(III) алю­миния.

В соответствии со сложившейся традицией для гидридов элементов IVA и VA групп Периодической системы применяют специальные названия с суффиксами -ан или -ин:

SiH4 — моносилан;

Si2H6 — дисилан;

Si3H8 — трисилан;

GeH4 — моногерман;

Ge4H10 — тетрагерман;

SnH4 — моностаннан;

Sn2H6 — дистаннан;

РbН4 — моноплюмбан;

РН3 — фосфин;

Р2Н4 — дифосфан;

AsH3 — арсин;

As2H4 — диарсан;

SbH3 — стибин;

BiH3 — висмутин.

Гидриды бора называют боранами. Однако ввиду их многочисленности после названия указывают число атомов водорода в соединении (арабской цифрой в круглых скобках):

В2Н6 — диборан(6);

В4Н10 — тетраборан(10);

В5Н9 — пентаборан(9);

В5Н11 — пентаборан(11) и т. д.

Арсениды и силициды. Арсениды и силициды представляют собой бинарные соединения, в которых электроотрицательной составляющей (анионом) выступают мышьяк или кремний. Их называют по систематической номенклатуре, используя числовые приставки. Например: CrAs — моноарсенид хрома; Cr3Si2 — дисилицид трихрома; MoAs2 — диарсенид молибдена; MoSi2 — дисилицид молибдена.

Интерметаллические соединения (интерметаллиды). В интерметаллических соединениях значения электроотрицательности элементов достаточно близки, т. е. разделение формулы на две составляющие неоправданное, искусственное. Поэтому систематические названия интерметал­лидов предложено образовывать из одного слова, в котором названия элементов с соответствующими числовыми приставками разделены дефисом. Например: Na2Po — полоний-динатрий; NiPo — полоний-никель; PtPo2 — диполоний-платина; MgCu4Sn — олово-тетрамедь-магний; LiMgBi — висмут-магний-литий.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.

Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)

Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).

К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.

Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.

Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.

При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус .Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности. Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко.

Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.

Сила электролитов.

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.

Степень диссоциации электролита-это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор.

Степень диссоциации потенциальных электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1( значение α=0 относится к неэлектролитам).

Степень диссоциации возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры ( повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы.)

Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.

Изотонический коэффициент — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

Смысл параметра ясен из определения каждого из коллигативных параметров: они зависят от концентрации в растворе частиц растворённого вещества. Неэлектролиты в растворе не диссоциируют, стало быть, каждая молекула неэлектролита образует в растворе лишь одну частицу. В свою очередь, электролиты в растворе под влиянием сольватации частично или полностью распадаются на ионы, образуя при этом несколько частиц на одну диссоциировавшую молекулу. Соответственно, и коллигативные свойства данного раствора зависят от содержания в нём частиц каждого типа из тех, которым принадлежат частицы, образовавшиеся в растворе в результате диссоциации исходной молекулы, — раствор представляется как бы смесью растворов каждого из типов частиц. Например, раствор хлорной извести содержит три типа частиц — катионы кальция, хлорид-анионы и гипохлорит-анионы. Итак, изотонический коэффициент показывает, насколько в растворе электролита больше частиц по сравнению с раствором неэлектролита аналогичной концентрации, и связан со способностью вещества распадаться в растворе на ионы, то есть, со степенью диссоциации. Если формульная единица или молекула содержит n ионов, количество исходных молекул равно N, а степень диссоциации соединения — α, то количество диссоциировавших молекул равно N•α, а общее количество частиц в растворе равно + N•α•n).

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита соотношением:

i=1+a(k-1) или a=(i-1)/(k-1) k-число ионов,на которые распадается молекула при диссоциации.