Раздел 1 основные классы неорганических соединений Теоретическая часть

1. Основные понятия химии

Цель работы: ознакомиться с общетеоретическими вопросами, касающимися номенклатуры, химических свойств, способов получения основных классов неорганических соединений, а также методикой проведения лабораторных работ.

Все химические вещества состоят из частиц. Химические превращения связывают, прежде всего, с такими частицами, как атом, молекула, нейтрон, протон, атомные и молекулярные ионы, радикалы.

Атом – наименьшая частица элемента, которая состоит из элементарных частиц (табл. 1). При изучении химии достаточно ограничиться простой моделью строения атома, поскольку химические свойства атома определяются всего тремя элементарными частицами: числом протонов (p⁺), нейтронов (n⁰), электронов (e^-).

Таблица 1

Состав атома

Частица	Заряд	Масса
		г	Атомная единица массы (а.е.м)
Протон (p)	Положительный (1+)	1,67 · 10-24	1,00728
Нейтрон (n)	Нейтральный (0)	1,67 · 10-24	1,00867
Электрон (e)	Отрицательный (1-)	9,11 · 10-28	0,000544

Атом – электронейтральная система взаимодействующих частиц, состоящая из ядра (образованного протонами и нейтронами) и электронов.

Атомы образуются при взаимодействии всего лишь трех типов элементарных частиц, однако при их сочетании возникает большое разнообразие устойчивых или неустойчивых (радиоактивных) систем.

Всю совокупность образовавшихся таким образом атомов легко классифицировать всего лишь по одному параметру: заряду ядра, который соответствует порядковому номеру, числу протонов в ядре и числу электронов в атоме данного элемента.

Определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым зарядом ядра, называется элементом. Например, все атомы химического элемента углерода имеют заряд ядра +6, а значит – порядковый номер 6. Каждый элемент имеет свое название и свой символ, например аргон - Ar, медь -Cuи т. д.

Более сложной после атома частицей считается молекула. Молекула – это электронейтральная наименьшая совокупность атомов, образующих определенную структуру посредством химических связей.

Молекулы могут содержать атомы только одного элемента. Такие вещества называют простыми. Например, молекула кислорода содержит два атома кислорода и описывается формулой О₂ , молекула озона состоит из трех атомов кислорода – О₃, молекула брома – из двух атомов бромаBr₂

и т. д.

В настоящее время известно 110 элементов, а число образуемых ими простых веществ – 400. Это объясняется способностью того или иного элемента существовать в виде отличающихся по свойствам различных простых веществ. Это явление получило название аллотропия. Примерами аллотропных форм являются: у углерода – алмаз, графит, карбин, у фосфора – белый, красный, черный.

Система, молекулы которой состоят из атомов разных элементов, связанных между собой постоянными (стехиометрическими) соотношениями, называется сложным веществом или химическим соединением. Известно более 10 миллионов химических соединений. Состав любого химического соединения (молекулярная структура) является постоянным. Например, молекула воды H₂Oсостоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода.

Система, состоящая из нескольких соединений, не связанных между собой постоянными соотношениями, называется смесью (или раствором). Например, морская вода – смесь воды и растворенных в ней солей.

Немногие химические элементы (благородные газы) в обычных условиях находятся в состоянии одноатомного газа, атомы остальных элементов входят в состав молекул или кристаллических решеток, образуемых совокупностью атомов.

Между атомами действуют электростатические силы, т.е. силы взаимодействия электрических зарядов, носителями которых являются электроны и ядра атомов. В образовании химических связей между атомами главную роль играют электроны, расположенные на внешней оболочке и связанные с ядром наименее прочно, так называемые валентные электроны.

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек. Число электронов, находящихся на внешнем уровне в атомах элементов, с увеличением порядкового номера (заряда ядра) периодически повторяются, что приводит к периодичности изменения свойств элементов и их соединений. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной конфигурацией их атомов.

Методические рекомендации к изучению

основных классов неорганических соединений.

В основе классификации неорганических соединений лежит деление элементов на металлы и неметаллы по способности отдавать или принимать электроны, что связано с особенностью электронной конфигурации их атомов. Противоположность свойств металлов и неметаллов обуславливает соответствующее различие их свойств.

Атомы металлов, имея неустойчивое состояние, стремятся к достижению наиболее устойчивой восьмиэлектронной (октет) или двухэлектронной (дублет) конфигурации инертного газа (правило октета), обладают способностью отдавать электроны и образовывать положительно заряженные ионы (катионы).

Способность металлов отдавать электроны можно охарактеризовать величинами потенциалов (энергией) ионизации (ЭИ). Потенциал ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. Например, атом натрия (порядковый номер 11, содержит 11 протонов и 11 электронов) имеет на внешней оболочке один валентный электрон. Теряя один электрон, атом превращается в ион, приобретает результирующий заряд 1+ (11 протонов, 10 электронов). Заряд иона указывают в верхнем индексе 1+, 2+ и т. д.

Легче всего образуют катионы элементы с малыми величинами потенциалов ионизации – щелочные и щелочно-земельные металлы.

Атом хлора (неметалл, порядковый номер 17) содержит 17 протонов и 17 электронов, имеет на внешнем уровне 7 электронов. До завершенности уровня ему не хватает одного электрона (правило октета), поэтому атом хлора, присоединив один электрон, образует анион с зарядом 1- по схеме.

Свойство атома, присоединять электроны можно охарактеризовать сродством к электрону (СЭ). СЭ – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому. Простые анионы легче всего образуют элементы VIIгруппы – галогены – вследствие их высокого сродства к электрону.

Способность элементов образовывать простые ионы можно оценить не только величинами: энергией ионизации (ЭИ). Сродства к электрону (СЭ), но и величинами относительной электроотрицательности (ЭО).

Электроотрицательность – способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов в соединении. Значения ЭО элементов по Полингу представлены в таблице 2.

Таблица 2.

Относительная электроотрицательность атомов

H 2,1
Li	Be	B	C	N	O	F
0.92	1.47	2.01	2.5	3.07	3.60	4.1
Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
1.01	1.025	1.41	1.34	2.10	2.60	2.83
K	Ca	Ga	Ge	As	Se	Br
0.91	1.04	1.82	2.02	2.20	2.48	2.74

Исходя из представления об электроотрицательности элементов, для количественной оценки состояния атома в соединении часто используют понятие степени окисления.

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный при допущении, что все связи имеют ионный характер. Это означает, что более электроотрицательный атом, притягивая к себе полностью одну электронную пару, приобретает заряд -1, а другой атом +1. Степень окисления атомов в ионных соединениях показывает заряд ионов.

Совсем формальным понятием степень окисления становится, когда оно используется при рассмотрении ковалентного соединения. Если два атома отличаются величинами электроотрицательности, то электронная пара смещается в сторону атома с большей электроотрицательностью и приобретает отрицательный заряд, а другой атом – положительный.

При разности ЭО:

1. больше 2 – связь можно считать ионной (ионная связь - электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов);

2. 0,4-2,0 – возникает ковалентная связь с частично ионным характером;

3. меньше 0,4 – связь считается чисто ковалентной.

Например, в молекуле HFЭО атомов водорода и фтора соответственно равны 2,1 и 4,1. Следовательно, при образовании связи в молекулеHFэлектронная пара смещается в сторону атома фтора (более электроотрицательного). Эту ситуацию условно можно изобразить Н^δ+- Н^δ-, т.е. атом водорода в молекулеHFнесет некоторый положительный заряд, а атом фтора – такой же по величине отрицательный.

Для удобства систематики химических свойств соединений прибегают к упрощенному подходу и приписывают обобщенную пару электронов полностью более электроотрицательному атому – фтору. Атому водорода, лишенному своего электрона, приписывают заряд +1, а атому фтора -1, т.е. а в полярных соединениях степень окисления означает число электронов, смещенных от одного атома к другому.

В соединениях более электроотрицательным элементам приписывают отрицательные степени окисления, а менее электроотрицательным элементам – положительные степени окисления. Например, когда атом водорода связан с менее электроотрицательным элементом - натрием (в гидриде натрия NaH), его степень окисления равна -1, когда водород связан с более электроотрицательным элементом - (в хлористом водородеHCl) – водороду приписывается степень окисления +1, а хлору -1. Таким образом, в соединениях с ковалентной связью степени окисления не соответствуют реальным зарядам на атомах, за исключением соединений с ионной связью. Тем не менее, они представляют собой удобное средство для систематизации химических свойств и составления номенклатуры неорганических соединений.

При использовании степенями окисления необходимо придерживаться следующих правил:

1. Сумма степеней окисления атомов в любой частице равна ее электрическому заряду, степень окисления элемента в его простом веществе равна нулю.

2. В соединениях фтор всегда проявляет степень окисления -1.

3. Степень окисления водорода равна +1 в соединениях с неметаллами (H₂O) и -1 в соединениях с металлами (LiH,CaH₂).

4. Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна -2 ( кроме OF₂,H₂O₂и т.д.).

Максимальная положительная степень окисления элемента обычно совпадает с номером его группы в периодической системе. Максимальная отрицательная степень окисления элемента равна максимальной положительной степени окисления, минус восемь. Исключения составляют фтор, кислород, железо. Их высшая степень окисления выражается числом, значение которого ниже, чем номер группы, к которой они относятся. У элементов подгруппы меди, наоборот, высшая степень окисления больше единицы, хотя они относятся к Iгруппе.

Итак, способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной конфигурацией их атомов. Существуют одноатомные ионы, состоящие из одного атома, и многоатомные ионы, образованные двумя или несколькими атомами.

Простые катионы чаще всего образуются металлическими элементами. Они получают названия от самого элемента, например, Ca²⁺- ион кальция,K⁺ион калия. Если атом проявляет степени окисления, то их обозначают римской цифрой в скобках, после названия металла.

Fe²⁺ - ион железа (II).

Fe³⁺- ион железа (III).

Сложным катионом является NH⁺₄– ион аммония.

Простые анионы состоят из атомов неметаллических элементов. Их названия образуют от названия элемента, отбрасывая окончание и заменяя его суффиксом – -ид.

Н а п р и м е р:

H^-- гидрид – ионO^2-- оксид - ион

F^-- гидрид – ионS^2-- сульфид - ион

P^3-- фосфид ион

В состав сложных анионов входят атом неметалла, а также несколько атомов кислорода.

Сложные анионы, как правило, содержат кислород, анионы такого вида называют оксоанионами. Их рассматривают как единое целое образование, поскольку они образуют соединение точно таким же образом, как и обычные одноатомные ионы и сохраняют свою индивидуальность во многих химических реакциях. Некоторые элементы способны образовывать больше одного оксоаниона (сера, азот, хлор).

Название оксоаниона составляется из корня латинского названия центрального элементами суффикса – -ат, если число атомов кислород максимально, а также суффикса – -ит, если число атомов кислорода меньше.

Н а п р и м е р:

NO^-₃- нитрат – ионSO₄^2-- сульфат - ион

NO^-₂- нитрит – ионSO₃^2-- сульфит – ион

Многие сложные ионы, имеющие большой электрический заряд, легко присоединяют один или несколько ионов водорода, образуя анионы с меньшим зарядом. К названию образующего аниона при этом добавляют приставку – гидро- или –дигидро-.

CO₃^2-- карбонат –ионHCO₃^-- гидрокарбонат - ион

SO₃^2-- сульфит – ионHSO₃^-- гидросульфит – ион

В таблице 3 представлены простые и сложные ионы некоторых элементов.

Таблица 3.

Простые и сложные ионы некоторых элементов

Положительно заряженные ионы (катионы)	Отрицательно заряженные ионы (анионы)
О д н о з а р я д н ы е
Ион аммония NH4+	Хлорид – ион Cl-
Ион меди Cu+	Бромид – ион Br -
Ион водорода H+	Гидрид – ион H-
Ион серебра Ag+	Гидрокарбонат – ион HCO3-
Ион натрия Na+	Гидросульфат – ион HSO4-
Ион калия K+	Гидроксид – ион OH-
	Перманганат – ион MnO4-
Д в у х з а р я д н ы е
Ион бария Ba2+	Карбонат – ион CO32-
Ион кальция Ca2+	Хромат – ион CRo42-
Ион хрома Cr2+	Оксид – ион O2-
Ион цинка Zn2+	Сульфид –ион S2-
Т р е х з а р я д н ы е
Ион алюминия Al3+	Фосфат – ион PO43-
Ион хрома Cr3+
Ион железа Fe3+

С целью систематики химических свойств и названий неорганических соединений считают, что соединения состоят из двух частей, одна из которых электроположительна, а другая – электроотрицательна. В ионных соединениях реально электроположительной частью является катион, электроотрицательной – анион.

Обычно (за редким исключением NH₃,CH₄) в формулах химических соединений на первое место ставится электроположительная составляющая, а отрицательная часть записывается в формуле второй, а в названиях - наоборот.

Н а п р и м е р: Назвать следующие соединения: а) K₂SO₄, б)Ba(OH)₂ .

Решение: а) поскольку К⁺- ион калия,SO₄^2-- сульфат – ион, название соединенияK₂SO₄– сульфат калия; б) посколькуBa²⁺- ион бария, аOH^-- гидроксид – ион, название соединенияBa(OH)₂– гидроксид бария.

Таким образом, зная степени окисления и названия катионов и анионов, можно составить множество формул химических соединений и назвать их.

Cu(NO₃)₂– нитрат меди (II)

Al₂O₃– оксид алюминия

BaBr₂- бромид бария

Соотношение между числом положительных и отрицательных ионов всегда таково, что результирующий электрический заряд соединения оказывается равным нулю.

А л г о р и т м с о с т а в л е н и я ф о р м у л

Для составления формул химического соединения необходимо следующее:

1. Написать рядом символы катиона и аниона сложного вещества.

2. Обозначить степень окисления катиона и аниона (элемента).

3. Подобрать индексы (числа, указывающие количество катионов и анионов) для катионов и анионов в молекуле. Для этого необходимо найти наименьший общий множитель для величин степени окисления катиона и аниона и разделить его на каждую степень окисления. Поставить индексы в формулу.

4. Проверить электронейтральность молекулы. Для этого необходимо умножить степень окисления каждого иона на его индекс и найти их алгебраическую сумму. Если она равна нулю, то формула составлена правильно.

П р и м е р 1. Составить формулу оксида алюминия Al₂O₃.

1. Напишем рядом химические знаки алюминия и кислорода

Al O

2. Обозначим степень окисления алюминии и кислорода

Al⁺³ O^-2

3. Подберем индексы, делающие молекулу электронейтральной

Al₂³⁺O₃^2-

4. Проверим электронейтральность молекулы:

(+3∙2) + (-2∙3) = 0

Количество положительных зарядов молекулы равно количеству отрицательных, следовательно, формула составлена правильно.

П р и м е р 2. Составить формулу фосфата натрия Na₃PO₄.

1. Фосфат натрия – это натриевая соль фосфорной кислоты, следовательно, в состав его молекулы входит катион натрия Na⁺и фосфат-ионPO₄^3-.

2. Заряд катиона натрия равен 1+, фосфат-иона (анион фосфорной кислоты H₃PO₄) – соответственно 3-.

3. Подберем индексы, делающие молекулу электронейтральной

Na₃¹⁺PO₄^3-

4. Проверим электронейтральность молекулы

(1+)∙3 + (3-)∙1 = 0

Количество положительных зарядов в ней равно количеству отрицательных зарядов, следовательно, формула составлена правильно.