ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Классификация веществ
Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.
Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.
Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.
Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO2, H2CO3, HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.
Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.
По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.
Оксиды
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr2O3, K2O, CO2 и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.
По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N2O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:
CuO + 2HCl=CuCl2 + H2O,
MgO + CO2 = MgCO3.
Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).
Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:
Na2O + H2O = 2NaOH,
CaO + H2O = Ca(OH)2.
Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:
a) CuO + 2HCl=CuCl2 + H2O;
б) CuCl2 + 2KOH = Cu(OH)2 +2KCl.
Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O,
CaO + CO2 = CaCO3.
К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO2, N2O5, SiO2, CO2 и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления ( +5, +6, +7, +8 )- V2O5, CrO3, Mn2O7 и др..
Ряд кислотных оксидов (SO3 , SO2 , N2O3 , N2O5 , CO2 и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:
SO 3 + H2O = H2SO4,
N2O5 + H2O = 2HNO3.
Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , и др. ) получают косвенным путем. Например:
а) SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
б) Na2SiO3 +2HCl= H2SiO3 + 2NaCl
Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.
Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:
SnO + H2SO4 = SnSO4 + H2O,
SnO + 2KOH + H2O = K2 [Sn(OH)4],
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O[3].
К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, Sb2O3, MnO2 и др.
Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na2O, MgO - основные оксиды; Al2O3 – амфотерный; SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7 - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).
Способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3,
S + O2 = SO2.
2. Горение сложных веществ:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O,
2SO2 + O2 = 2SO3.
3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:
CaCO3 ® CaO + CO2,
Cd(OH)2 ® CdO + H2O,
H2SO4 ® SO3 + H2O.
Номенклатура оксидов.Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO2 – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na2O – оксид натрия.
Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO2 – диоксид углерода и т.д.
Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH)2 и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO3, H3PO4, и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH)2, Al(OH)3 и др.
Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.
Если энергия связи EO - H << EЭ - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу , т. е. разрушается связь О – Н.
ЭОН D ЭО- + H+
Если EO-H >> EЭ – O, то диссоциация гидроксида протекает по основному типу , т. е. разрушается связь Э - O
ЭOH D Э+ + OH-
Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах :
Эn+ + nOH- D Э(OH)n = HnЭOn Û nH+ + ЭОnn-
В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:
NaOH, Mg(OH)2 – основания (слева направо основные свойства ослабевают);
Al(OH)3 – амфотерный гидроксид;
H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HСlO4 – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).
Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.
Кислоты
Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).
Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO3 – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H2S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.
Химические свойства кислот:
1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
H2SO4 + Cu (OH)2 = CuSO4 + 2H2O.
2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:
2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O,
H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O.
3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:
Zn + 2HCl =ZnCl2 + H2 .
Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют
Cu + 2HCl ≠.
Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.
4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:
H2SiO3 
H2O + SiO2.
5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:
H2SO4конц + NaClтв = NaHSO4 + HCl↑.
6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑
Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о-, окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H2S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.
Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая; например, H2SO4 – серная кислота, HClO4 – хлорная кислота, H3AsO4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO3 - хлорноватая кислота), истая (HClO2 - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO3 – азотная кислота, HNO2 – азотистая кислота).
В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто- , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета- . Например :
P2O5 + H2O = 2HPO3 - метафосфорная кислота;
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 - ортофосфорная кислота.
Основания
Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH4OH).
Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH)2 – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.
Химические свойства оснований:
1. Взаимодействие с кислотами:
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 ¯ + H2O.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:
2KOH + Al2O3 = 2KAlO2 + H2O 1,
2KOH + SnO + H2O = K2[ Sn(OH)4 ].
4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2ZnO2 +2H2O2,
2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[ Zn(OH)4 ]3.
5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:
Ca(OH)2 = CaO + H2O.
Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.
6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 [Zn(OH)4] + H2↑
Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды ( гидраты амфотерных оксидов ) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:
ZnO22- + 2H+ Û Zn(OH)2 Û Zn2+ + 2OH 
.
Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O,
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ZnO2 (реакция в расплаве),
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 [Zn(OH)4] (реакция в растворе).
Номенклатура оснований.Названия оснований строятся из слова “гидроксид” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH)3 - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).
Соли
С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.
Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H2SO4, H2SO3, H2S,H3PO4 и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH)2,Ca (OH)2, Al (OH)3 и т. д.).
Примеры образования солей:
Ca (OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O,
CaSO4 (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O,
NaHSO4 (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;
Cu (OH)2 + HCl = CuOHCl + H2O,
CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.
Химические свойства солей:
I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:
с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:
CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Cu (OH)2↓;
с кислотами взаимодействуют соли:
а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl;
б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑,
NaClтв + H2SO4конц = NaHSO4 + HCl↑;
в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl;
г) анионы которой отвечают слабой кислоте:
2CH3COONa + H2SO4 = Na2SO4 + 2CH3COOH;
cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:
AgNO3 + NaCl = NaNO3+ AgCl↓,
2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al (OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2.
II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu.
III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:
CaCO3 = CaO + CO2.
IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:
CuSO4 + 5H2O = CuSO4٭ 5H2O ΔH<0
белого цвета сине-голубого цвета
Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.
V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.
VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:
NaHSO4 + NaOH= Na2SO4 + H2O,
MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O.
Получение солей:
1. Взаимодействие основного оксида с кислотой :
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
2. Взаимодействие металла с солью другого металла:
Mg + ZnCl2 = MgCl2 + Zn.
3. Взаимодействие металла с кислотой:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2.
4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O.
5. Взаимодействие основания с кислотой:
Fe(OH)3 + 3HCl= FeCl3 + 3H2O.
6. Взаимодействие соли с основанием:
FeCl2 + 2KOH = Fe(OH)2 ¯ + 2KCl.
7. Взаимодействие двух солей:
Ba(NO3)2 + K2SO4 = BaSO4 ¯ + 2KNO3.
8. Взаимодействие металла с неметаллом:
2K + S = K2S.
9. Взаимодействие кислоты с солью:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2.
10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:
CaO + CO2 = CaCO3.
Номенклатура солей.Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.
Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. Например: SnS – сульфид олова (II), Na2Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат. Например, соли азотной кислоты HNO3 называются нитратами, серной кислоты H2SO4 – сульфатами, хромовой кислоты H2CrO4 – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO2 называются нитритами, сернистой кислоты H2SO3 – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “), ее анион получает приставку гипо- и окончание -ит. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.
Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO4 – перхлоратами, йодной кислоты HIO4 – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H2MnO4, хлорноватой HClO3 и йодноватой HIO3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.
Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na2HPO4 – гидроортофосфат натрия, NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия.
Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH)2NO3 – нитрат дигидроксохрома (III).
Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.
Таблица 4.1
Названия и формулы кислот и их кислотных остатков