Основы неорганической химии

12

2.1.Составление формул и номенклатура химических соединений

2.1.1.Оксиды

Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов,

одним из которых является кислород в степени окисления - 2.

По реакционной способности 0 2 уступает только галогенам. Он

образует химические соединения со всеми элементами (за исключени­

ем Не, Ne, Аг). Непосредственно реагирует со всеми элементарными

веществами (обычно для этого нужно нагревание), кроме галогенов

(С12, Вг2,1 2), благородных металлов (Ag, Au, Pt) и благородных газов.

Взаимодействию может препятствовать оксидная пленка на поверх­

ности окисляемого вещества. В обычных условиях кислород существу­

ет в виде молекулы 0 2 Основные соединения кислорода представлены

на рис. 3.

Рис. 3. Схема основных соединений кислорода

Основными называются оксиды, гидратные соединения которых проявляют основные свойства, и взаимодействуют с кислотами (или кислотными оксидами) с образованием солей. Это соединения метал­ лов с кислородом.

14

Металлы образуют основные оксиды, а неметаллы - кислотные. Следовательно, в периодах слева направо основные свойства оксидов элементов ослабляются и усиливаются кислотные. В группах сверху вниз ослабляются кислотные и усиливаются основные свойства.

В главных подгруппах границей между элементами, образующими основные и кислотные оксиды, являются элементы, все оксиды которых амфотерны и расположены на диагонали-вертикали: Be-AI-Ge-Sn-Pb .

Правее и выше линии (Be-AI-Ge-Sn-Pb) расположены элементы, образующие кислотные оксиды. Исключение составляют элементы

V группы - As и Sb в степени окисления +3, оксвды которых амфотерны и Bi(+3) и Ро(+4), оксиды которых основные. As, Sb и Bi в степени окисле­ ния +5 образуют кислотные оксиды.

Левее и ниже линии (Be-AI-Ge-Sn-Pb) находятся элементы, обра­ зующие основные оксиды. Исключением являются элементы III группы - Ga и In, оксиды которых амфотерны.

Если элементы образуют оксиды в нескольких степенях окисле­ ния, то оксиды, соответствующие высшим степеням окисления элемен­ та, проявляют кислотные свойства, а соответствующие низшим - основ­ ные свойства (табл. 3).

Таблица 3

Зависимость свойств соединений от степени окисления ^-элементов

Оксиды с промежуточными степенями окисления элемента про­

МП2О7 - кислотный; Для составления формулы оксида необходимо знать кроме, степени

окисления кислорода степень окисления второго элемента. Схема расстановки индексов в оксидах

+» -г

где Э - условное обозначение символа элемента; +и - степень окисления элемента.

Если степень окисления элемента делится без остатка на два, то ин­ декс после элемента не ставится, а индекс после кислорода составляет величину п/2; MgO, Si02.

В настоящее время существует несколько номенклатур химических соединений: международная, русская, тривиальная. Наиболее часто приме­ няется международная номенклатура, реже русская и тривиальные назва­ ния.

Название оксидов по международной номенклатуре строится добав­ лением к слову “оксид" названия элемента в родительном падеже. Если элемент образует с кислородом несколько оксидов, то в конце названия в круглых скобках римскими числительными указывается степень окисления элемента, например:

16

По русской номенклатуре, если элемент проявляет только одну сте­ пень окисления, то его соединение с кислородом, независимо от состава, называется окисью, например:

Если элемент проявляет переменную степень окисления, то его со­ единение с кислородом, отвечающее самой низшей степени окисления

Двуокисями называются соединения типа Э02, т.е. оксиды, содержа­

щие четырехвалентный центральный атом. Если одно из кислородных соединений элемента (высшее или промежуточное) имеет характер двуоки­ си, то низшее кислородное соединение, отвечающее составу ЭО или Э20 3, называется окисью, например:

i

17

2.1.2. Гидроксиды

Гидроксиды - это гидратные соединения оксидов. Классификация гидроксидов приведена на рис. 5.

Рис. 5. Классификация гидроксидов

Количественные характеристики электролитической

диссоциации

Свойства гидроксидов и солей описывают с позиции теории элек­ тролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита на ионы в среде растворителя.

Электролиты - это вещества, растворы которых проводят электри­ ческий ток. Каждый электролит образует два вида ионов: катионы (Kt, положительно заряженные частицы) и анионы (Ап, отрицательно заря­ женные частицы).

Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита при данных условиях пользу­ ются понятиями степени (а) и константы электролитической диссоциации (Кдис). Причем сильные электролиты и электролиты средней силы характе­ ризуются величиной степени диссоциации, а слабые - константой диссо­ циации.

Степень диссоциации показывает долю молекул, распавшихся при диссоциации на ионы

а = — • 100%.

N

где п - число распавшихся на ионы молекул; N - общее число молекул.

18

Степень диссоциации выражается в долях единицы (ОД; 0,5; 1) или в процентах (10%, 50%, 100%). Она зависит от природы электролита и кон­ центрации раствора; с увеличением разбавления а увеличивается.

По степени диссоциации в очень разбавленных растворах электроли­ ты разделяют на сильные, слабые и средней силы. Принято считать силь­ ными электролитами те, для которых а > 30%, слабыми - если а < 3% и средней силы - если 3% <а< 30% , причем все указанные значения а относятся к децимолярному раствору (0,1 М).

Для сравнения силы электролитов пользоваться а неудобно, так как для этого нужны растворы одной концентрации. Удобнее характеризо­ вать способность электролитов к диссоциации с помощью констант диссо­ циации, так как они зависят только от температуры раствора. Выражение константы диссоциации для процесса KtAn = Kt+ + Ап' имеет следующий

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, многие неорганические кислоты (HN03, H2SO4, НМпО,1; HCIO4, HCI, НВг, Ш и др.) и гидроксиды щелочных и щелочноземельных метал­ лов.

Электролитами средней силы являются некоторые органические и неорганические кислоты (щавелевая, муравьиная, сернистая, ортофосфорная). К слабым , электролитам принадлежат такие кислоты, как H2S, HCN, H2SiC>3, гидроксиды многих (/-элементов.

Наиболее сильно выражена первая ступень диссоциации, вторая и третья - слабее. Ступенчатой диссоциацией многокислотных оснований и многоосновных кислот объясняется образование основных и кислых со­ лей, например:

19

— г и +

Кдноч ДИс.пГ = [Н+]-[НЮ24-] =6,2- ИГ8 [н 2ро;]

Кдас.ш= [Н + 1-[Р О ^ ] =5,0- 1(Г13.

[НРО^~]

>4~

Следует иметь в виду, что все ионы в водном растворе находятся в гидратированном состоянии. С учетом этого уравнения диссоциации запи­ сывают следующим образом:

NaCI + {п+тЩгО -> [Na(H20 )„f + [CI(H20)mf

Основания

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются гидроксид-ионы (ОН-), например:

Ва(ОН)2 -> Ва2+ + 20Н~

Щелочи (LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2, Ra(OH)2, TIOH, La(OH)3) - хорошо растворимые в воде основа­ ния. Растворы щелочей мыльны на ощупь, лакмус окрашивают в синий цвет, а фенолфталеин - в малиновый. При плавлении они разрушают стек­

21

Формулы кислот для одной и той же группы аналогичны, например:

При составлении формул кислот необходимо помнить, что степень окисления центрального элемента равна положительной величине, опреде­ ленной разностью между абсолютными величинами суммы отрицатель­ ных (число атомов кислорода умноженное на два) и положительных (число атомов водорода) степеней окисления.

Пользуясь правилом электронейтральности и зная степень окисле­ ния центрального элемента, можно составить формулу кислоты. Например,

Положительных зарядов +7, отрицательных -2. Отсюдау = 4, а х = 2. Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту. В

случае бескислородных кислот к названию элемента (или группы эле­ ментов, например CN~ - циан), образующего кислоту, добавляют суф­ фикс "о" и слово “водородная” : HF - фтороводородная, H2S - сероводо­ родная, HCN - циановодородная.

Названия кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента и производятся от названия кислотообра­ зующего элемента с прибавлением суффиксов -н, -ов, -ев и окончания -ая, если степень окисления элемента соответствует номеру группы. Например:

НСЮ4 - хлор-н-ая; Н2Мо04 - молибден-ов-ая; H4Si04 - ортокремни-ев-ая.

По мере понижения степени окисления кислотообразующего элемента суффиксы меняются в следующем порядке: -оват, -ист, -оватист

HCIO3 - хлорн-оват-ая; НСЮ2 - хлор-ист-ая; НСЮ - хлорн-оватист-ая.