Для элементов, входящих в периодическую систему (ПС) элементов Д.И. Менделеева разрешено использовать следующие групповые названия, отражающие, как правило, общие свойства элементов и простых веществ. Для элементов главных подгрупп в короткопериодном варианте ПС

или 1-2 и 13-18 групп в длиннопериодном (современном) варианте ПС

• щелочные металлы (1-ая или IА группа): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
• щелочноземельные (кроме Mg) металлы (2-ая или IIАг руппа): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
• элементы подгруппы бора (13-ая или IIIA группа), металлы (корме бора), не имеют специального названия: B, Al, Ga, In,Ti;
• элементы подгруппы углерода (14-ая или IVA группа) или кристаллогены : C, Si, Ge, Sn, Pb;
• элементы подгруппы азота (15-ая или VА группа), устаревшее название пникогены и его производное – пниктиды : N, P, As, Sb, Bi;
  
• элементы подгруппы кислорода (16 или VIА группа) или халькогены ,
• галогены (17-ая или VIIА группа),
• благородные или инертные газы (18-ая или VIIIА группа)

Для элементов побочных подгрупп :

• лантаноиды (La – Lu),
• актиноиды (Ac – Lr) (названия лантаниды и актиниды использовать не рекомендовано);
• редкоземельные металлы (3-я или IIIВ группа, кроме актиноидов);
• семейство железа (Fe, Co, Ni);
• семейство платины или платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
• благородные металлы (Au, Ag + платиновые: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
• переходные элементы (d и f-элементы, то есть все элементы побочных подгрупп).

Простые вещества называют, как правило, так же, как и соответствующие элементы. Свои собственные названия имеют только аллотропные модификации углерода (алмаз, графит, карбин, фуллерены) и вторая модификация кислорода (озон). При названиях аллотропных модификаций остальных элементов обычно указывают ее краткую физическую характеристику (белый, красный, черный фосфор, кристаллическая и пластическая сера, серое и белое олово и т. д.).

Элементы кислород, азот, углерод и сера в соединениях с металлами или с менее электроотрицательными неметаллами могут образовывать анионы не только в характерных для них отрицательных степенях окисления ($O^{2-}, S^{2-}, N^{3-}, C^{4-}$, но и ионы, в которых степени окисления элемента зависят от количества атомов в "мостиковых" структурах. Степень окисления углерода в органических соединениях определяется специальными способами (см. тему "Определение степени окисления углерода"). Так, например, элемент кислород может образовывать перекисные и надперекисные ионы, в которых атомы кислорода образуют "кислородные мостики" -O-O- или -O-O-O-. Такие анионы имеют собственные названия: $(O_2)^{2-}$ - пероксид; $(О_2)^-$ - надпероксид; $(О_3)^-$ - озонид; $(N_3)^-$ - азид; $(С_2)^{2-}$ - ацетиленид; $(S_2)^{2-}$ - дисульфид; $(Sn)^{2-}$ - полисульфид.

Названия некоторых стабильных анионов, состоящих из атомов более чем одного элемента, традиционно также имеют окончания -ид: $(OH)^-$ - гидроксид; $(CN)^-$ - цианид; $(CN_2)^{2-}$ - цианамид; $(NH_2)^-$ - амид; $(NH)^{2-}$ - имид; $(SCN)^-$ - роданид.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Общие принципы классификации неорганических веществ представлены на схеме. Исходя из данной классификации, все неорганические вещества могут быть подразделены на простые и сложные.

Определение

Простые вещества состоят из атомов одинаковых элементов и подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.

В свою очередь, на основании общности свойств, сложные неорганические вещества можно условно разделить на четыре основных класса: бинарные соединения, оксиды, гидроксиды,соли.

Классификация и номенклатура бинарных соединений подробно рассмотрена в теме "Бинарные соединения".

КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ ОКСИДОВ

Определение

Оксидами называются бинарные химические соединения, состоящие из элементов металлов или неметаллов и кислорода. Или, другими словами, оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация оксидов основывается на химических свойствах соединений, обусловленных химическим строением (то есть типом образующихся связей и типом кристаллической решетки, строением и электронными характеристиками элементов).

По физическим свойствам оксиды различаются агрегатным состоянием , температурами плавления и кипения, цветом, запахом, растворимостью в воде.

По агрегатному состоянию оксиды бывают:

• твердыми (все оксиды металлов, оксид кремния, оксид фосфора),
• жидкими (вода $H_2O$),
• газообразными (практически все остальные оксиды неметаллов).

По химическим свойствам оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.

Определение

Солеобразующими являются оксиды, способные образовывать гидроксиды при соединении с водой.

Последние, в свою очередь могут проявлять свойства кислот, оснований или обладать амфотерными свойствами. Поэтому солеобразующие оксиды принято разделять на основные, кислотные и амфотерные.

КЛАССИФИКАЦИЯ кислот и оснований

Из начального курса химии вам знакомо следующее определение кислот и оснований:

Определение

Кислоты - это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. Общая формула кислот: $H_x(Ac)^{-n}$, где Ac - кислотный остаток (acid - англ. кислота), х - число атомов водорода, n - степень окисления кислотного остатка. В кислотах x=n.

Определение

Основания (гидроксиды) - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула оснований: $M^{+n}(OH)_x$, где n - степень окисления металла, х - число гидроксильных групп. n=x.

Следует отметить, что и основания и кислоты относятся к классу гидроксидов, так как содержат гидроксогруппы (-ОН). Поэтому кислоты также называют кислотными гидроксидами, а основания - основными гидроксидами.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теория кислот и оснований - совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Кроме привычного определения 8-го класса существуют другие теории:

Теория	Содержание	Примеры
Теория электролиической диссоциации Аррениуса	Кислоты - это вещества, образующие в водном растворе ионы - гидратированные катионы водорода $H^+$ (ионы гидроксония $H_3O$) и анионы кислотного остатка, или другими словами, это электролиты, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Основания - сложные вещества-электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-иона и катиона металла.	$NaOH \Leftrightarrow Na^+ + OH^-$ основание $HNO_3 \Leftrightarrow H^+ + NO_3^-$ кислота
Протолитическая теория Бренстеда	Кислоты - это сложные вещества, которые в результате гетеролитического разрыва отдают частицу с положительным зарядом - протон водорода (кислота Бренстэда) Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда)	$HCl + NH_3 = NH_4^+ + Cl^-$ к-та осн. к-та осн.
Теория Льюиса	Кислота - молекула либо ион, имеющее вакантные электронные орбитали, являющееся акцептором электронной пары (кислота Льюиса) Основание - это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с вакантной орбиталью другого химического соединения

Более подробно эта тема изложена в разделе "Современные понятия о строении и свойствах кислот и оснований".

Классификация кислот

проводится по следующим формальным признакам:

1. по основности, то есть количеству атомов водорода: одно- ($HCl$), двух- ($H_2S$) и трехосновные ($H_3PO_4$);

2. по наличию атомов кислорода : кислородсодержащие ($H_2CO_3$) и бескислородные (HCL);

3. по силе, то есть степени диссоциации: сильные ($HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4$ и др.), слабые ($H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH$ и др.)

4. по устойчивости: у стойчивые ($H_2SO_4$); неустойчивые ($H_2CO_3$).

5. по принадлежности к классам химических соединений: неорганические (HBr); органические ($HCOOH,CH_3COOH$);

6. по летучести : летучие ($HNO_3,H_2S, HCl$); нелетучие ($H_2SO_4$);

7. по растворимости в воде : растворимые ($H_2SO_4$); нерастворимые ($H_2SiO_3$);

Классификация оснований

проводится по следующим формальным признакам: :

1. по кислотности (количеству гидроксильных групп): однокислотные (NaOH), двукислотные ($Ca(OH)_2$), тркхкислотные ($Al(OH)_3$)

2. по растворимости : щелочи или растворимые основания ($KOH, NaOH$), нерастворимые ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)

3. по силе (степени диссоциации): сильные (NaOH), слабые ($Cu(OH)_2$)

** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) считают ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ

Определение

Амфотерные гидроксиды - это сложные вещества, которые проявляют и свойства кислот, и свойства оснований.

Формулу амфотерных гидроксидов можно записать и в виде кислоты и в виде основания, например: гидроксид алюминия можно записать в форме основания как $Al(OH)_3$. Если сосчитать общее количество атомов водорода и кислорода, то можно записать: $H_3ALO_3$ или простейшую формулу - $HAlO_2$.

Амфотерные оксиды и гидроксиды образуются амфотерными элементами. Запомните! Амфотерные свойства проявляют элементы-металлоиды: Al, Zn, В, Be, Fe(III), Cr (III) и некоторые другие переходные элементы, имеющие различные степени окисления и расположенные на диагонали амфотерности в ПС (см. тему "Периодическая система, как условная запись периодического закона"). Металлы А‑групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Be‑Al‑Ge‑Sb‑Po, а также примыкающие к ним металлы (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не проявляют типично металлических свойств.

Проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи.

КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ СОЛЕЙ

Определение солей, также как и определение кислот и оснований имеет несколько вариантов. В школьном курсе 8-ого класса определение солей следующее:

Определение

Соли - это сложные вещества, состоящие из катионов металла (иона аммония) и анионов кислотных остатков. Общая формула солей: $M^{+n}_xAc^{m-}_y$, где n, m - степени окисления металла и кислотного остатка, x, y - количество атомов металла и кислотного остатка соответственно. m=x и n=y

Такое определение относится к средним солям, которые образуются в результате реакции нейтрализации между кислотой и основанием, то есть могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды. Поэтому более точное определение средних солей:

Определение

Средние соли - это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, или полного замещения гидроксогрупп в молекуле основания - кислотными остатками.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД):

Соли - это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) определяет соли, как химические соединения, состоящие из катионов и анионов.

Таким образом классификацию солей можно проводить:

1. по растворимости : растворимые, малорастворимые и нерастворимые (определить к какой группе относится соль можно по таблице растворимости)

2. по степени замещения ионов водорода и гидроксильных групп : средние, кислые, основные, двойные, смешанные. Более подробно тема рассмотрена в разделе "Классификация и номенклатура солей".

В таблице приведены примеры и определения кислых и основных солей.

средние	кислые	основные	двойные
Продукт полного замещения водорода кислоты на металл	Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл (известны только для многоосновных кислот)	Продукт неполного замещения гидроксильных групп основания на кислотный остаток (известны только для многокислотных оснований)	Продукт полного замещения атомов водорода двух- или многоосновной кислоты двумя различными металлами
Na$_2$SO$_4$ сульфат натрия CuCl$_2$ хлорид меди(II) $Ca_3(PO_4)_2$ ортофосфат кальция	гидросульфат натрия CaHPO$_4$ гидроортофосфат кальция Ca(H$_2$PO$_4$)$_2$ дигидроортофосфат кальция	гидроксохлорид меди (II) Ca$_5$(PO$_4$)$_3$(OH) гидроксоортофосфат кальция	$NaKCO_3$ карбонат калия-натрия сульфат алюминия-калия

Отдельный большой класс составляют комплексные соли , которые относятся к комплексным соединениям.

Определение

Комплексные соединения или координационные соединения - частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами .

Внутренняя сфера комплексного соединения - центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица.

Внешняя сфера комплексного соединения - остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.

Например, рассмотрим строение комплексной соли $K_3$ - гексацианоферрат (III) калия.

Внутренняя сфера образована ионом железа (III), поэтому это - комплексообразователь, имеющий степень окисления +3. Вокруг этого иона скоординировано шесть ионов $CN^-$. Это лиганды, кординационное число равно шести. Общий заряд внутренней сферы равен: (+3)+ (-1)х6=(-3).

Внешняя сфера образована катионами калия $K^+$. В соответствии с зарядом внутренней сферы, равному (-3), во внешней сфере должно находится 3 иона калия.

Комплексные соли, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоциируют на комплексный малодиссоцирующий катион или анион.

Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).

В настоящее время известно более 118 химических элементов: по различным источникам, в природе встречаются от 88 до 94. Химические элементы образуют огромное количество неорганических соединений. Хотя каждому соединению присущи свои особенности, свои специфические свойства, имеется целый ряд веществ с некоторыми сходными, общими свойствами. Исходя из общности свойств, соединения объединяют в группы, классы, то есть классифицируют их, что облегчает изучение многообразия веществ.

Вспомним, что, исходя их состава молекул, вещества делятся на простые и сложные.

Простые вещества – вещества, молекулы которых состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения) – вещества, молекулы которых состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Простые вещества разбиваются на две большие группы: металлы и неметаллы.

Металлы – группа элементов, обладающая характернымиметаллическими свойствами: твёрдые вещества (исключение составляет ртуть) имеют металлический блеск, являются хорошими проводниками теплоты и электричества, ковкие (железо (Fe), медь (Cu), алюминий (Al), ртуть (Hg), золото (Au), серебро (Ag) и др.).

Неметаллы – группа элементов: твёрдые, жидкие (бром) и газообразные веществ, которые не обладают металлическим блеском, являются изоляторы, хрупкие.

А сложные вещества в свою очередь подразделятся на четыре группы, или класса: оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода и какого – нибудь другого вещества.

Основания – это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания – сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH 4 +) и гидроксид – анионы OH - .

Кислоты – это сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла.

Соли – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков. Соль представляет собой продукт частичного или полного замещения атомов водорода кислоты металлом.

Остались вопросы? Хотите знать больше о классификации неорганических соединений?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Неорганические вещества делят на классы либо по составу (бинарные и многоэлементные; кислородосодержащие, азотсодержащие и т.п.), либо по функциональным признакам.

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемых по функциональным признакам, относятся соли, кислоты, основания и оксиды.

Соли – это соединения, которые в растворе диссоциируют на катионы металла и кислотные остатки. Примерами солей могут служить, например, сульфат бария BaSO 4 и хлорид цинка ZnCl 2 .

Кислоты – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. Примерами неорганических кислот могут служить соляная (НCl), серная (H 2 SO 4), азотная (HNO 3), фосфорная (H 3 PO 4) кислоты. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями с образованием солей. По степени диссоциации в разбавленных растворах кислоты подразделяются на сильные кислоты, кислоты средней силы и слабые кислоты. По окислительно–восстановительной способности различают кислоты–окислители (HNO 3) и кислоты–восстановители (HI, H 2 S). Кислоты реагируют с основаниями, амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей.

Основания – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием только гидроксид-анионов (OH 1–). Растворимые в воде основания называют щелочами (КОН, NaOH). Характерное свойство оснований – взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды.

Оксиды –это соединения двух элементов, один из которых кислород. Различают оксиды основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды образованы только металлами (CaO, K 2 O), им соответствуют основания (Ca(OH) 2 , KOH). Кислотные оксиды образуются неметаллами (SO 3 , P 2 O 5) и металлами, проявляющими высокую степень окисления (Mn 2 O 7), им соответствуют кислоты (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , HMnO 4). Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют кислотные и основные свойства, взаимодействуют с кислотами и основаниями. К ним относятся Al 2 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 и ряд других. Существуют оксиды, не проявляющие ни основных, ни кислотных свойств. Такие оксиды называются безразличными (N 2 O, CO и др.)

Классификация органических соединений

Углерод в органических соединениях, как правило, образует устойчивые структуры, в основе которых лежат углерод-углеродные связи. В способности образовывать такие структуры углерод не имеет себе равных среди других элементов. Большинство органических молекул состоит из двух частей: фрагмента, который в ходе реакции остаётся без изменения, и группы, подвергающейся при этом превращениям. В связи с этим определяется принадлежность органических веществ к тому или иному классу и ряду соединений.

Неизменный фрагмент молекулы органического соединения принято рассматривать в качестве остова молекулы. Он может иметь углеводородную или гетероциклическую природу. В связи с этим можно условно выделить четыре больших ряда соединений: ароматический, гетероциклический, алициклический и ациклический.

В органической химии также выделяют дополнительные ряды: углеводороды, азотсодержащие соединения, кислородосодержащие соединения, серосодержащие соединения, галогеносодержащие соединения, металлоорганические соединения, кремнийорганические соединения.

В результате комбинации этих основополагающих рядов образуются составные ряды, например: "Ациклические углеводороды", "Ароматические азотсодержащие соединения".

Наличие тех или иных функциональных групп либо атомов элементов определяет принадлежность соединения к соответствующему классу. Среди основных классов органических соединений выделяют алканы, бензолы, нитро- и нитрозосоединения, спирты, фенолы, фураны, эфиры и большое количество других.

В нашу задачу не входит подробное описание органических соединений, их номенклатуры, структуры и химических свойств. Студентам предлагается вспомнить школьный курс общей и органической химии или обратиться к многочисленным литературным источникам.

Типы химических связей

Химическая связь – это взаимодействие, удерживающее два или несколько атомов, молекул или любую комбинацию из них. По своей природе химическая связь представляет собой электрическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными атомными ядрами. Величина этой силы притяжения зависит главным образом от электронной конфигурации внешней оболочки атомов.

Способность атома образовывать химические связи характеризуется его валентностью. Электроны, участвующие в образовании химической связи, называются валентными.

Различают несколько типов химических связей: ковалентную, ионную, водородную, металлическую.

При образовании ковалентной связи происходит частичное перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, образуются электронные пары. Ковалентная связь оказывается тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Различают полярную и неполярную ковалентные связи.

Если двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , N 2), то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной (гомеополярной). Если же двухатомная молекула состоит из разных атомов, то электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется полярной (гетерополярной). Примерами соединений с такой связью могут служить HCl, HBr, HJ.

В рассмотренных примерах каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара – возникает ковалентная связь. В невозбужденном атоме азота имеется три неспаренных электрона, за счет этих электронов азот может участвовать в образовании трех ковалентных связей (NH 3). Атом углерода может образовать 4 ковалентные связи.

Перекрывание электронных облаков возможно только при их определенной взаимной ориентации, при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Другими словами, ковалентная связь обладает направленностью. Энергия ковалентных связей находится в пределах 150–400 кДж/моль.

Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется ионной связью . Её можно рассматривать как предел полярной ковалентной связи. Ионная связь в отличие от ковалентной не обладает направленностью и насыщаемостью.

Важным типом химической связи является связь электронов в металле. Металлы состоят из положительных ионов, которые удерживаются в узлах кристаллической решетки, и свободных электронов. При образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются и электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую. Эти электроны уже не принадлежат определенному атому металла, они находятся на гигантских орбиталях, которые простираются по всей кристаллической решетке. Химическая связь, осуществляемая в результате связывания положительных ионов решетки металла свободными электронами, называется металлической.

Между молекулами (атомами) веществ могут осуществляться слабые связи. Одна из самых важных – водородная связь , которая может быть межмолекулярной и внутримолекулярной . Водородная связь возникает между атомом водорода молекулы (он заряжен частично положительно) и сильно электроотрицательным элементом молекулы (фтор, кислород и т.п.). Энергия водородной связи значительно меньше энергии ковалентной связи и не превышает 10 кДж/моль. Однако этой энергии оказывается достаточно для создания ассоциаций молекул, затрудняющих отрыв молекул друг от друга. Водородные связи играют важную роль в биологических молекулах, во многом определяют свойства воды.

Силы Ван-дер-Ваальса также относятся к слабым связям. Они обусловлены тем, что любые две нейтральных молекулы (атома) на очень близких расстояниях слабо притягиваются из-за электромагнитных взаимодействий электронов одной молекулы с ядрами другой и наоборот.

В химии все многообразие неорганических веществ: принято разделять на две группы – простые и сложные. Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. А сложные – на производные от простых, образованные путем их взаимодействия с кислородом, водой и между собой. Эту классификацию неорганических веществ в виде схемы изображают следующим образом:

Рис. 2.1. Классификация неорганических соединений.

Классификация реакций в неорганической химии. В неорганической химии различают реакции: 1)соединения, 2)разложения (и те и другие могут быть окислительно-восстановительными реакциями, а могут и не быть таковыми), 3)обмена, 4)замещения, которые всегда являются окислительно-восстановительными. Схемы реакций и примеры даны в таблице 2.1.

Таблица 2.1

Классификация реакций

Рассмотрим получение и свойства наиболее важных классов неорганических соединений.

ОКСИДЫ (окислы) - сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления, равной -2. Общая формула любого оксида - Э х О у -2 . Различают солеобразующие (основные : Li 2 O, CaO, MgO ,FeO; амфотерные : ZnO, Al 2 O 3 , SnO 2 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 ; кислотные : B 2 O 3 , SO 3 , CO 2 , P 2 O 5 Mn 2 O 7) и несолеобразующие : N 2 O, NO, CO оксиды. Элементы с переменной степенью окисления образуют несколько оксидов (MnO, MnO 2 , Mn 2 O 7 , NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 5). В высшем оксиде, как правило, элемент находится в степени окисления, равной номеру группы.

По современной международной номенклатуре названия оксидов составляют следующим образом: слово «оксид», далее русское название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента (если она переменна). Например: FeO – оксид железа (II), P 2 O 5 – оксид фосфора (V).

Основные оксиды это те, которым соответствуют гидроксиды – основания. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами с образованием соли и воды. Основные оксиды образуются только металлами в степени окисления +1,+2 (иногда +3), например: BaO, SrO, FeO, MnO, CrO, Li 2 O, Bi 2 O 3 , Ag 2 O.

Получение основных оксидов :

1) Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 O, K 2 O крайне труднодоступны.

2) Обжиг сульфидов:

2СuS+3O 2 =2CuO+2SO 2 ;

4FeS 2 +11O 2 =2Fe 2 O 3 +8SO 2 .

3) Разложение гидроксидов:

Cu(OH) 2 =CuO+H 2 O.

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4) Разложение солей некоторых кислородсодержащих кислот:

BaCO 3 =BaO+CO 2 ,

2Pb(NO 3) 2 =2PbO+4NO 2 +O 2

Свойства основных оксидов . Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера; в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с ионами O 2- , 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.

1) Отношение к воде.

Процесс присоединения воды называется гидратацией, а образующееся вещество – гидроксидом. Из основных оксидов с водой взаимодействуют только оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra).

Li 2 O+H 2 O=2LiOH;

BaO+H 2 O=Ba(OH) 2 .

Большинство же основных оксидов в воде не растворяются и не взаимодействуют с ней. Соответствующие их гидроксиды получают косвенным путем – действием щелочей на соли (см. ниже).

2) Отношение к кислотам.

CaO+H 2 SO 4 =CaSO 4 +H 2 O;

FeO+2HCl=FeCl 2 +H 2 O.

3) Отношение к кислотным и амфотерным оксидам.

Основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов при сплавлении взаимодействуют с твердыми кислотными и амфотерными оксидами, а также с газообразными кислотными оксидами при обычных условиях.

CaO+CO 2 =CaCO 3;

3BaO+P 2 O 5 =Ba 3 (PO 4) 2 ;

сплавление

Li 2 O+Al 2 O 3 =2LiAlO 2 .

сплавление

Основные оксиды менее активных металлов взаимодействуют только с твердыми кислотными оксидами при сплавлении.

Кислотные оксиды - оксиды, которые при взаимодействии с основаниями образуют соль и воду. Кислотным оксидам соответствуют гидроксиды – кислоты. Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов в различных степенях окисления, либо оксиды металлов в высокой степени окисления (+4 и выше). Примеры: SO 2 , SO 3 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 , CrO 3 .

Химическая связь в кислотных оксидах – ковалентная полярная. При обычных условиях кислотные оксиды неметаллов могут быть газообразными (CO 2 , SO 2), жидкими (N 2 O 3 , Cl 2 O 7), твердыми (P 2 O 5 , SiO 2).

Получение кислотных оксидов .

1) Окисление неметаллов:

2) Окисление сульфидов:

2ZnS+3O 2 =2ZnO+2SO 2 

3) Вытеснение непрочных слабых кислот из их солей:

CaCO 3 +2HCl=CaCl 2 +CO 2 +H 2 O.

Свойства кислотных оксидов .

1) Отношение к воде.

Большинство кислотных оксидов растворяются в воде, вступая с ней в химическое взаимодействие и образуя кислоты:

SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4 ,

CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 .

2) Отношение к основаниям.

Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями – щелочами, образуя соль и воду.

SO 2 +2NaOH=Na 2 SO 3 +H 2 O;

P 2 O 5 +6NaOH=2Na 3 PO 4 +3H 2 O

сплавление

3) Отношение к основным и амфотерным оксидам.

Твердые кислотные оксиды взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами при сплавлении. Жидкие и газообразные оксиды взаимодействуют с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов при обычных условиях.

P 2 O 5 +3CuO=Cu 3 (PO 4) 2 ;

сплавление

3SiO 2 +Al 2 O 3 =Al 2 (SiO 3) 3

сплавление

Амфотерные оксиды взаимодействуют и с кислотами и со щелочами, проявляя свойства кислотных и основных оксидов. Им соответствуют амфотерные гидроксиды. Все они твердые вещества, нерастворимые в воде. Примеры амфотерных оксидов: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Sb 2 O 3 , MnO 2 .

Свойства амфотерных оксидов .

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами как основные:

Al 2 O 3 +6HCl=2AlCl 3 +3H 2 O,

а со щелочами – как кислотные. Состав продуктов реакции зависит от условий. При сплавлении:

ZnO+2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O;

Цинкат натрия

В растворе щелочи образуется растворимая комплексная соль, содержащая гидроксокомплексный ион:

ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2

Тетрагидроксоцинкат натрия

Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, которым не соответствуют гидроксиды и соли. Примеры: CO, N 2 O, NO, SiO.

Оксиды широко распространены в природе. Так вода – самый распространенный оксид покрывает 71% поверхности планеты. Оксид кремния (IV) в виде 400 разновидностей кварца составляет 12% от массы земной коры. Оксид углерода (IV) (углекислый газ) содержится в атмосфере - 0,03% по объему, а также в природных водах. Важнейшие руды: гематит, магнетит, бурый железняк состоят из различных оксидов железа. Бокситы содержат оксид алюминия, и т.д.

ОСНОВАНИЯ – сложные вещества, в которых на атом металла приходится одна или несколько гидроксогрупп ОН - . Степень окисления атомов металла обычно +1, +2 (реже +3). Общая формула оснований Ме(ОН) х, где х – число гидроксогрупп – кислотность основания. (МеОН – однокислотное, Ме(ОН) 2 – двухкислотное, Ме(ОН) 3 – трехкислотное основание).

Названия основаниям дают следующим образом: «гидроксид», затем русское название металла в родительном падеже, а в скобках римскими цифрами – степень окисления, если она переменная. Например: KOH –гидроксид калия, Ni(OH) 2 – гидроксид никеля(II).

При обычных условиях основания – твердые вещества, кроме гидроксида аммония – водного раствора аммиака NH 4 OH (NH 4 + - ион аммония, входящий в состав солей аммония).

Классификация оснований. В зависимости от отношения к воде основания делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. К растворимым основаниям - щелочам относятся только гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (LiOH, NaOH, KOH, CsOH, RbOH, FrOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Ra(OH) 2) а также водный раствор аммиака. Все остальные основания практически нерастворимы в воде.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основания – электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве анионов только гидроксид-ионов:

Ме(ОН) х  Ме х+ + хОН - .

Наличие в растворе ионов гидроксида определяют с помощью индикаторов: лакмуса (синий), фенолфталеина (малиновый), метилоранжа (желтый). Нерастворимые основания не меняют окраски индикаторов.

На данный момент определено более пятисот тысяч неорганических соединений. Классификация и номенклатура неорганических веществ - важный вопрос, позволяющий разбираться в многообразии соединений.

Историческая справка

В XVIII-XIX веках Антуаном Лавуазье, Михаилом Ломоносовым, Джоном Дальтоном была предложена первая классификация и номенклатура неорганических веществ. Выделялись простые и Первую группу делили на металлы и неметаллы. Также выделяли группу соединений, которые имели промежуточные свойства, называемые металлоидами. Это деление легло в основу современной классификации.

На данный момент выделяют четыре класса. Рассмотрим подробнее каждый из этих классов.

Оксиды

Ими являются многоатомные соединения, которые состоят из двух элементов, вторым в них всегда находится ион кислорода в степени окисления -2. Классификация и номенклатура неорганических веществ предполагает подразделение класса оксидов на три группы:

• основные;
• амфотерные;
• кислотные

Классификация

Первую группу составляют соединения металлов (с минимальными показателями степеней окисления) с кислородом. Например, MgO - оксид магния. Среди основных химических свойств этого соединения можно отметить их взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами, более активными металлами.

Кислородные соединения неметаллов, а также металлических элементов с значениями степеней окисления от +4 до +7. К примеру, в данную группу входит MnO 2 , CO 2 . Среди типичных выделим взаимодействие с водой (образуется слабая угольная кислота), основными оксидами, растворимыми основаниями (щелочами).

Амфотерными (переходными) оксидами называют соединения металлов со степенью окисления +3 (а также оксида бериллия, цинка), которые способны взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами.

Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Первая группа соответствует кислотам или основаниям, в которых у основного элемента сохраняется степень окисления. Несолеобразующая группа малочисленна, ее представители не способны образовывать солей. Например, среди несолеобразующих оксидов выделяют: N 2 O, NO, SiO, CO.

Гидроксиды

Классификация и номенклатура неорганических веществ предполагает выделение класса гидроксидов. Ими называют сложные вещества, в составе которых есть атомы какого-то элемента, а также гидроксильные группы ОН. Этот класс подразделяют на две большие группы:

• основания;
• кислоты

Кислоты имеют в составе несколько водородных атомов, способные замещаться атомами металла при соблюдении правил стехиометрической валентности. Многие находятся в мета-форме, а атомы водорода в них располагаются в начале формулы. Они имеют общий вид НхЕОу, где вторая часть называется кислотным остатком. Классификация и их номенклатура рассматривается в рамках школьного курса химии. К серной кислоты - сульфаты, азотной кислоты - нитраты, угольной кислоты - карбонаты.

В зависимости от количества атомов водорода, выделяют следующие группы:

• одноосновные;
• двухосновные;
• трехосновные кислоты

Основания в своем составе содержат катионы металла и ОН, способных в химических реакциях замещаться на остатки кислот при соблюдении правил стехиометрической валентности.

Основания находятся в орто-форме, имеют общую формулу М(ОН)n, причем n = 1или 2. При названии соединений этой группы к гидроксиду добавляют соответствующий металл.

Среди основных химических свойств, которыми обладают представители данного касса неорганических веществ, необходимо отметить их реакцию с кислотами, продуктами реакции является вода и соль.

Например, в реакции гидроксида натрия с соляной кислотой продуктами будет вода и хлорид натрия.

В зависимости от растворимости в воде, выделяют растворимые основания (щелочи) и нерастворимые гидроксиды. К первой группе относятся гидроксильные соединения металлов первой и второй групп главных подгрупп (щелочные и щелочноземельные металлы).

Например, NaOH - щелочь (гидроксид натрия); Fe(OH) 2 - гидроксид железа II (нерастворимое соединение).

Соли

Что еще включает в себя классификация и номенклатура неорганических веществ? Задания для учеников 8-9 классов предполагают разделение предлагаемого перечня соединений на отдельные классы: оксиды, основания, кислоты, соли.

Соли - это сложные вещества, в которых присутствуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли имеют общую формулу Мх(ЕОу) n . Примером этой группы является Ca 3 (PO 4) 2 - фосфат кальция.

Если в составе появляются и катионы водорода, соли называют кислыми, а присутствие гидроксильных групп характерно для основных солей. К примеру, NaHCO 3 - гидрокарбонат натрия, а CaOHCl- гидроксохлорид кальция.

Те соли, в составе которых присутствуют катионы двух разных металлов, их называют двойными.

Комплексные соли - сложные соединения, в составе которых есть комплексообразователь и лиганды. В старшей школе рассматривается классификация и номенклатура неорганических веществ. Теория комплексных соединений изучается в рамках профильного курса общей химии. Вопросы, касающиеся номенклатуры и химических свойств комплексных солей, не включаются в тестовые вопросы единого государственного экзамена по химии за курс средней школы.

Заключение

Как используется в школьной программе классификация и номенклатура неорганических веществ? Кратко группы веществ рассматриваются в рамках программы восьмого и девятого класса, а более подробно их изучают в курсе общей химии 11 класса. Задания, касающиеся классификации неорганических соединений, сопоставления химических свойств соединений с предлагаемыми продуктами, включены в тесты итоговой аттестации по химии (ЕГЭ) для выпускников одиннадцатого класса. Для того чтобы успешно с ними справиться, ученики должны владеть базовыми знаниями по классификации неорганических соединений, навыками сопоставления предлагаемых веществ с химическими свойствами всего класса.