Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
курс лекций (вариант 1).doc
Скачиваний:
173
Добавлен:
21.03.2015
Размер:
1.32 Mб
Скачать

Лекция 3. Тема: Классификация неорганических соединений. Цель: Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений

  1. Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

  2. Оксиды

  3. Основания

  4. Кислоты

  5. Соли

  1. Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

Химия занимается изучением превращений химических веществ (число известных к настоящему времени веществ более десяти мил­лионов), поэтому очень важна классификация химических соедине­ний. Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. С проблемой классификации тесно связана проблема номенклатуры, т.е. системы названий этих веществ. Как классификация, так и номенклатура химических соединений складывались на протяжении столетий, поэтому они не всегда являются логическими и отражают исторический путь развития науки.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (их, с учетом аллотропных модификаций, насчитывается около 400) и очень многочисленную группу сложных веществ.

Сложные вещества обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.

Приведенная первичная классификация уже с самого начала оказывается несовершенной. Например, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Перед тем, как рассмотреть более детально каждый из классов неорганических соединений, целесообразно взглянуть на схему, отражающую генетическую связь типичных классов соединений:

В верхней части схемы помещены две группы простых веществ – металлы и неметаллы, а также водород, строение атома которого отличается от строения атомов других элементов. На валентном слое атома водорода находится один электрон, как у щелочных металлов; в то же время, до заполнения электронного слоя оболочки ближайшего инертного газа – гелия — ему недостает также одного электрона, что роднит его с галогенами.

Волнистая черта отделяет простые вещества от сложных; она символизирует, что «пересечение» этой границы обязательно затрагивает валентные оболочки атомов в простых веществах, следовательно, любая реакция с участием простых веществ будет окислительно-восстановительной.

В левой части схемы под металлами помещены их типичные соединения – основные оксиды и основания, в правой части схемы помещены соединения, типичные для неметаллов, – кислотные оксиды и кислоты. Водород, помещенный в верхней части схемы, дает очень специфический, идеально амфотерный оксид – воду Н2О, которая в комбинации с основным оксидом дает основание, а с кислотным — кислоту. Водород в сочетании с неметаллами образует бескислородные кислоты. В нижней части схемы помещены соли, которые, с одной стороны, отвечают соединению металла с неметаллом, а с другой – комбинации основного оксида с кислотным.

Приведенная схема до некоторой степени отражает и возможности протекания химических реакций – как правило, в химическое взаимодействие вступают соединения, принадлежащие к разным половинам схемы. Так, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями; кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, основаниями, основными и средними солями. Естественно, что такая схема не дает исчерпывающей информации обо всех возможных реакциях, однако она отражает основные типы реакций.

Заметим, что при составлении схемы использован один старый, но очень полезный прием: формулы оснований, кислот и солей представлены на ней как комбинации оксидов. Этот прием широко применяется, например, в геологии для описания минералов. Так, формула талька Mg3[Si4О10](OH)2 наглядно представляется другой формулой — 3MgO•4SiО2•H2О; формула изумруда Be3Al2Si6O18 может быть записана как ЗВеО•Аl2О3•6SiO2.

Рассмотрим подробнее отдельные классы неорганических соединений.

  1. Оксиды

Классификация и номенклатура оксидов. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп.

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому прежде всего следует рассмотреть номенклатуру оксидов.

Номенклатура химических соединений развивалась и складывалась по мере накопления фактического материала. Сначала, пока количество соединений было невелико, широко использовались тривиальные названия, специфические для каждого соединения, не отражающие состава, строения и свойства вещества, – сурик, глет, жженая магнезия, железная окалина, веселящий газ, белый мышьяк (Рb3O4, РbО, МgО, Fe3O4, N2O, As2O3 соответственно). На смену такой номенклатуре пришла полусистематическая, стали указывать количество атомов кислорода, появились термины: закись – для более низких, окись – для более высоких степеней окисления; ангидрид – для оксидов кислотного характера.

К настоящему времени осуществлен переход на современную международную номенклатуру. Согласно этой номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SO2 — оксид серы (IV), SO3 — оксид серы (VI), CrO — оксид хрома (II), Сг2O3 — оксид хрома (III), СгОз — оксид хрома (VI).

Однако до сих пор в химической литературе встречаются и старые наименования оксидов (кстати, в старых названиях вместо оксида чаще использовался термин «окисел»).

Солеобразующие оксиды принято делить на три группы (основные, амфотерные, кислотные). Они подробно рассматриваются ниже.

Получение и свойства солеобразующих оксидов

Основные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов:

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O2 = 2CuO

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Nа2О, К2O крайне труднодоступны.

  1. Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов при нагревании:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

  1. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

BaCO3 = BaO + CO2

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

[ZnOH]2CO3 = 2ZnO + CO2 + H2O

Свойства основных оксидов. Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что» в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O2

2Ag2O = 4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с ки­слотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO2 = BaSiO3

MgO + Al2O3 = Mg(AlO2)2

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K2O + H2O = 2KOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

3CuO + 2NH3 = 2Cu + N2 + 3H2O

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют собой ок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

Заметим здесь, что наряду с современной номенклатурой для ки­слотных оксидов до сих пор широко используется старинная систе­ма названий их как ангидридов кислот — продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Как видно из вышеприведенных реакций, SО3 — ангидрид серной кислоты, СО2 — ангидрид угольной кислоты, Р2О5 является ангидридом трех кислот (мета-фосфорной, ортофосфорной и пирофосфорной).

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными (см. выше) и амфотерными оксидами, со щелочами:

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (Ш) Fe2O3 и ряд других.

Идеально амфотерпым оксидом является, вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

  1. Основания (гидроксиды металлов)

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: КОН – гидроксид калия, NaOH – гидроксид натрия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция, Сг(ОН)2 –- гидроксид хрома (II), Сг(ОН)3 — гидроксид хрома (III).

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными ме­таллами и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень кала. Тем не менее, небольшие равновесные кон­центрации кона ОН- даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид-роксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды;

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами.

Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

Основания не реагируют с металлами, так как гидроксид-ион не может принять электроны от атома металла, а ионы металлов, которые могли бы быть восстановлены более активными металлами, дают нерастворимые в воде основания.

Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии способны растворять также и некоторые металлы (те, соедине­ния которых обладают амфотерными свойствами):

  1. Кислоты

Определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации было дано ранее (см. § 6.5). Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.

Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

Кислота → основание + Н+

На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счет неподеленной пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счет донорно-акцепториой связи ион аммония:

HNO3 + NH3 = NH4+ + NO3-