Лабораторная работа № 1 классы и номенклатура химических соединений

Цель работы: ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, основаниями, кислотами и солями; способами их получения и свойствами.

Известно около 300 тысяч неорганических соединений; их можно классифицировать как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу неорганические соединения подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения.

К бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галиды – фториды, хлориды, бромиды, йодиды), серой (сульфиды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), соединения металлов с водородом (гидриды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня названия более электроотрицательного элемента с окончанием «ид» и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. Например, Al₂O₃ – оксид алюминия, NaCl – хлорид натрия, CaC₂ – карбид кальция и т. д.

Если менее электроотрицательный элемент может находиться в различных состояниях окисленности, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления: например, NO – оксид азота (II), NO₂ – оксид азота (IV), FeCl₃ – хлорид железа (III).

Вместо степени окисления менее электроотрицательного атома в названии бинарного соединения можно указывать греческими числительными (моно, ди, три, тетра, пента, гекса) число атомов более электроотрицательного элемента, входящих в состав соединений: например, NО – монооксид азота, NO₂ – диоксид азота, FeCl₃ – трихлорид железа, SF₆ – гексафторид серы.

Исключением из указанных правил являются водородные соединения неметаллов, проявляющие свойства кислот; их названия образуются по правилам, принятым для кислот (см. ниже).

Среди многоэлементных соединений важную группу образуют гидроксиды, т. е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН и которые можно рассматривать как соединения оксидов с водой. К ним относятся как основания (основные гидроксиды) – KOH, Ca(OH)₂ и др., так и кислоты (кислотные гидроксиды) – HNO₃, H₂SO₄ и др., а также вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства (амфотерные гидроксиды). Названия гидроксидов, проявляющих свойства кислот, образуются по правилам, установленным для кислот (см. ниже). Названия основных гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента. Например, NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II).

По функциональным признакам неорганические соединения в зависимости от химических свойств подразделяются на классы. Так, оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые по свойствам относятся к солям пероксида водорода H₂O₂. Пероксиды образуют щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs и щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba. В пероксидах атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K₂O₂: K– O – O –K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому они являются сильными окислителями. Несолеобразующих оксидов немного (CO, NO, N₂O), они не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Оснóвные оксиды образуют металлы в низших степенях окисления +1, +2, их гидратами являются основания. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

CaO + CO₂ → CaCO₃;

CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O.

Неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах больших периодов в высших степенях окисления +5, +6, +7 (V, Cr, Mn и др.), образуют кислотные оксиды, взаимодействие которых с основными оксидами и основаниями приводит к солям:

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃;

N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O.

Металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 (Sn, Pb), образуют амфотерные оксиды. Их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства, реагируя как с кислотами, так и с основаниями:

Cr₂O₃ + 6HCl → 2CrCl₃ + 3H₂O;

Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O.

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O₂ → 2MgO; 4P + 5O₂ → 2P₂O₅.

или реакцией разложения сложного вещества:

CaCO₃ → CaO + CO₂;

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂.

Другой класс неорганических соединений, выделяемый по функциональным признакам, составляют основания. Согласно теории электролитической диссоциации к ним относятся вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-ионов OH^‾, например,

NaOH → Na⁺ + OH^‾.

Количеством гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, определяет кислотность основания. Например, LiOH, NaOH – однокислотные основания; Ca(OH)₂, Fe(OH)₂ – двукислотные основания и т. д. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)₂  (CaOH)⁺ + OH^‾,

(CaOH)⁺  Ca²⁺ + OH^‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований называют гидроксидами щелочных металлов. Их получают взаимодействием щелочных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑,

Na₂O + H₂O → 2NaOH.

Индикаторы в растворах оснований меняют окраску: так фиолетовый лакмус приобретает синий цвет. Бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O;

Ba(OH)₂ + CO₂ → BaCO₃ + H₂O;

2KOH +Al₂O₃ → 2KAlO₂ + H₂O.

Если основание и кислота взаимодействуют в эквивалентных отношениях, то среда становится нейтральной. Такая реакция называется реакцией нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)₂ CuO + H₂O.

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием гидроксидов щелочных металлов на растворимые соли:

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄.

Кислоты, согласно теории электролитической диссоциации, диссоциируют в водном растворе с образованием ионов водорода Н⁺ (точнее ионы гидроксония Н₃О⁺). Например,

HCl → H⁺ + Cl⁻.

Количеством катионов водорода, образующихся при диссоциации, определяет основность кислоты. Например, HCl, HNO₂ – одноосновные кислоты; H₂SO₃, H₂CO₃ – двухосновные кислоты; H₃PO₄ – трехосновная кислота и т. д. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

H₂SO₄ → H⁺ + ;

→ H⁺ + .

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₃PO₄ и др.) и бескислородные (например, HCl, HI, H₂S, HCN и др.).

Названия кислот образуют от названия кислотообразующего элемента. В случае бескислородных кислот к названию кислотообразующего элемента (или группы элементов, например, CN – циан) добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HF – фтороводород, HCl – хлороводород, HCN – циановодород.

Названия кислородсодержащих кислот определяет степень окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс «…н(ая)» или «…ов(ая)»; например, HNO₃ – азотная кислота, HClO₄ – хлорная кислота, H₂CrO₄ – хромовая кислота. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: «…оват(ая)», «…ист(ая)», «…оватист(ая)»; например, HClO₃ – хлорноватая, HClO₂ – хлористая, HОCl – хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс «…ист(ая)»; например, HNO₂ – азотистая кислота.

Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента (HPO₃ и H₃PO₄), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой «мета», а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода – приставкой «орто» (HPO₃ – метафосфорная кислота, H₃PO₄ – ортофосфорная кислота).

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед ее названием помещается числительная приставка «дву», например, H₄P₂O₇ – двуфосфорная кислота, H₂S₂O₇ – двусерная кислота.

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Характерным свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:

2HNO₃ + Cu(OH)₂ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O;

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O;

H₂SO₄ + ZnO → ZnSO₄ + H₂O.

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2H₃PO₄.

Амфотерные гидроксиды (амфолиты) способны диссоциировать в водных растворах как по типу оснований, так и по типу кислот. В химических реакциях амфолиты проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Be(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Cr(OH)₃ и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания:

Сr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O;

Сr(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Cr(OH)₆].

Еще один класс неорганических соединений составляют соли, которые являются продуктом взаимодействия кислоты и основания. Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K₂SO₄, AlPO₄. Средние соли в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:

AlPO₄  + .

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO₄, Al(H₂PO₄)₃, KHCO₃.

Диссоциация кислой соли выражается уравнением:

Al(H₂PO₄)₃  Al³⁺ + 3(H₂PO₄)⁻

Анион (H₂PO₄)⁻ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Основные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO₄, MgOHCl, (CuOH)₂SO₄.

Диссоциация основной соли выражается уравнением:

AlOHSO₄  (AlOH)²⁺ +

Катион (AlOH)²⁺ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже. При этом название аниона производят от корня латинского наименования кислотообразующего элемента. Степень окисления металла, образующего катион, указывают, если необходимо, римскими цифрами в скобках. В случае бескислородных кислот анион получает окончание «ид», например, NaBr – бромид натрия, FeS – сульфид железа (II), KCN – цианид калия.

Названия анионов кислородсодержащих кислот получают окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления («…ная» или «…овая» кислота) отвечает окончание «ат»; так, соли серной кислоты H₂SO₄ называются сульфатами, хромовой H₂CrO₄ – хроматами и т. д. Например, MgSO₄ – сульфат магния, K₂CrO₄ – хромат калия. Более низкой степени окисления («…истая» кислота) соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты H₂SO₃ – сульфиты, азотистой HNO₂ – нитриты и т. д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («…оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо» и окончание «ит». Так, Na₂SO₃ – сульфит натрия, KNO₂ – нитрит калия, Ba(OCl)₂ – гипохлорит бария, Mg(OBr)₂ – гипобромит магния, K₃PO₂ – гипофосфит калия.

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди». Например, соли двусерной кислоты H₂S₂O₇ называются дисульфатами, соли двуфосфорной кислоты H₄P₂O₇ – дифосфатами. Так, Na₂S₂O₇ – дисульфат натрия, Mg₂P₂O₇ – дифосфат магния и т. д.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO₄), хлорной (HClO₄), иодной (HIO₄) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами и периодатами. В связи с этим соли марганцовистой (H₂MnO₄), хлорноватой (HClO₃) и иодноватой (HIO₃) кислот носят названия манганатов, хлоратов и иодатов. Например, КMnO₄ – перманганат калия, Mg(ClO₄)₂ – перхлорат магния, Ba(ClO₃)₂ – хлорат бария.

Названия важнейших кислот и их солей приведены в таблице 1.

Таблица 1 – Названия важнейших кислот и их солей

Кислота	Название
	кислоты	соли
HAsO3	Метамышьяковая	Метаарсенат
H3AsO4	Ортомышьяковая	Ортоарсенат
HAsO2	Метамышьяковистая	Метаарсенит
H3AsO3	Ортомышьяковистая	Ортоарсенит
HBO2	Метаборная	Метаборат
H3BO3	Ортоборная	Ортоборат
H2B4O7	Четырехборная	Тетраборат
HBr	Бромоводородная	Бромид
HOBr	Бромноватистая	Гипобромит
HBrO3	Бромноватая	Бромат
HCN	Циановодород	Цианид
H2CO3	Угольная	Карбонат
HCl	Хлороводород	Хлорид
HOCl	Хлорноватистая	Гипохлорит
HClO2	Хлористая	Хлорит
HClO3	Хлорноватая	Хлорат
HClO4	Хлорная	Перхлорат
HCrO2	Метахромистая	Метахромит
H2CrO4	Хромовая	Хромат
H2Cr2O7	Двухромовая	Дихромат
HI	Иодоводород	Иодид
HOI	Иодноватистая	Гипоиодит
HIO3	Иодноватая	Иодат
HIO4	Иодная	Периодат
HMnO4	Марганцовая	Перманганат
H2MnO4	Марганцовистая	Манганат
HNO2	Азотистая	Нитрит
HNO3	Азотная	Нитрат
HPO3	Метафосфорная	Метафосфат
H3PO4	Ортофосфорная	Ортофосфат
H4P2O7	Двуфосфорная	Дифосфат
H3PO3	Фосфористая	Фосфит
H3PO2	Фосфорноватистая	Гипофосфит
H2S	Сероводород	Сульфид
HSCN	Родановодород	Роданид
H2SO3	Сернистая	Сульфит
H2SO4	Серная	Сульфат
H2S2O3	Тиосерная	Тиосульфат
H2S2O7	Двусерная	Дисульфат
H2Sе	Селеноводород	Селенид
H2SiO3	Кремниевая	Силикат

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три). Например, LiHCO₃ – гидрокарбонат лития, Cd(HS)₂ – гидросульфид кадмия, NaH₂AsO₄ – дигидроортоарсенат натрия, K₂H₂P₂O₇ – дигидродифосфат калия.

Названия основных солей также образуют подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп в гидроксидах. Так, (AlOH)SO₄ – сульфат гидроксоалюминия, MgOHCl – хлорид гидроксомагния, [Fe(OH)₂]₂CrO₄ хромат дигидроксожелеза (III) Al(OH)₂NO₃ – нитрат дигидроксоалюминия.

Средние соли могут быть получены многими способами:

1) соединением металла и неметалла:

2Na + Cl₂ → 2NaCl;

2) соединением основного и кислотного оксидов:

CaO + CO₂ → CaCO₃;

3) вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2HCl → H₂ + ZnCl₂,

Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu;

4) реакцией нейтрализации:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O;

5) реакцией обмена:

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + 2NaNO₃ и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

NaOH + H₂SO_{4 (избыток)} → NaHSO₄ + H₂O;

Na₃PO₄ + 2H₃PO_{4 (избыток)} → 3NaH₂PO₄

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

H₂SO₄ + 2Cu(OH)_{2 (избыток)} → (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄,

2CuSO₄ + 2NaOH_{(недостаток)} → (CuOH)₂SO₄ + Na₂SO₄.

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли:

NaHSO₄ + NaOH _{(избыток)} → Na₂SO₄ + H₂O,

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO_{4 (избыток)} → 2CuSO₄ + 2H₂O.

Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком KAl(SO₄)₂ и смешанные соли, образованные одним металлом и разными кислотными остатками CaClOCl.

Вопросы для подготовки к лабораторной работе:

1. Какие бинарные соединения называются оксидами? Какими способами можно получить оксиды? Приведите примеры реакций.

2. Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры реакций получения кислот.

3. Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот различной основности.

4. Какие вещества называются основаниями? Приведите примеры реакций получения оснований.

5. Чем определяется кислотность оснований? Приведите примеры оснований различной кислотности.

6. Какие химические соединения относятся к классу солей? Приведите примеры солей различных типов и способов их получения.