Номенклатура, получение и химические свойства неорганических веществ

2.3.1. Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления, равной –2. Общая формула любого оксида – Э_хО_у^–2. Различают солеобразующие (основные: Li₂O, CaO, MgO, FeO; амфотерные: ZnO, Al₂O₃, SnO₂, Cr₂O₃, Fe₂O₃; кислотные: B₂O₃ , SO₃ , CO₂, P₂O₅, Mn₂O₇) и несолеобразующие: N₂O, NO, CO оксиды. Элементы с переменной степенью окисления образуют несколько оксидов (MnO, MnO₂, Mn₂O₇, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅). В высшем оксиде, как правило, элемент находится в степени окисления, равной номеру группы.

По современной номенклатуре названия оксидов составляют следующим образом: слово «оксид», далее русское название элемента в родительном падеже, степень окисления элемента, если она переменная, римскими цифрами в скобках. Например: FeO – оксид железа (II), P₂O₅ – оксид фосфора (V).

2.3.1.1.Основные оксиды это те оксиды, 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, Li₂O, Bi₂O₃, Ag₂O.

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 Na₂O, K₂O крайне труднодоступны.

2) Обжиг сульфидов:

2СuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂,

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

3) Разложение гидроксидов:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4) Разложение солей некоторых кислородсодержащих кислот:

BaCO₃ BaO + CO₂,

2Pb(NO₃)₂ 2PbO + 4NO₂ + O₂

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):

Li₂O + H₂O = 2LiOH,

BaO + H₂O = 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 + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O,

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O.

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 + CO₂ = CaCO₃,

3BaO + P₂O₅ Ba₃(PO₄)₂,

Li₂O + Al₂O₃ 2LiAlO₂.

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

2.3.1.2.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: SO₂, SO₃, Cl₂O₇, Mn₂O₇, CrO₃.

Химическая связь в кислотных оксидах – ковалентная полярная. При обычных условиях кислотные оксиды неметаллов могут быть газообразными (CO₂, SO₂), жидкими (N₂O₃, Cl₂O₇), твердыми (P₂O₅, SiO₂).

Получение кислотных оксидов

1)Окисление неметаллов:

S + O₂ = SO₂↑.

2)Окисление сульфидов:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂↑.

3) Вытеснение непрочных слабых кислот из их солей:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.

Свойства кислотных оксидов

1) Отношение к воде.

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

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

CO₂ + H₂O = H₂CO₃.

2) Отношение к основаниям.

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

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O,

P₂O₅ + 6NaOH 2Na₃PO₄ + 3H₂O.

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.

P₂O₅ + 3CuO Cu₃(PO₄)₂,

3SiO₂ + Al₂O₃ Al₂(SiO₃)₃.

2.3.1.3. 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, Al₂O₃, Cr₂O₃, Sb₂O₃, MnO₂.

Свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды реагируют с кислотами как основные:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O,

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

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O.

цинкат натрия

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

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄].

тетрагидроксоцинкат натрия

2.3.1.4. Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, которым не соответствуют гидроксиды и соли. Примеры: CO, N₂O, NO, SiO. Для этих оксидов характерны окислительно-восстановительные реакции.

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.

2.3.2.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).

2.3.2.1. Классификация и номенклатура оснований.

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 NH₄OH (NH₄⁺ – ион аммония, входящий в состав солей аммония).

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.

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

2.3.2.2. Получение оснований

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

CuSO₄ + 2KОН = Сu(ОН)₂↓ + K₂SO₄,

K₂СО₃ + Ва(ОН)₂ = 2KОН + ВаСО₃↓.

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

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

2Li + 2Н₂О = 2LiOH + H₂↑,

SrO + H₂O = Sr(OH)₂.

3) Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:

2.3.2.3. Химические свойства оснований

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

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O,

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = СuSО₄ + 2H₂O.

2) Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами.

3) При взаимодействии щелочей с растворимыми солями образуется новая соль и новое основание. Такая реакция идет до конца только в том случае, когда хотя бы одно из полученных веществ выпадает в осадок.

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl.

4) При нагревании большинство оснований, за исключением гидроксидов щелочных металлов, разлагаются на соответствующий оксид и воду:

2Fе(ОН)₃ Fе₂О₃ + 3Н₂О,

Са(ОН)₂ СаО + Н₂О.

2.3.3. Кислоты –сложные вещества, молекулы которых состоят из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка. Состав кислот может быть выражен общей формулой Н_хА, где А – кислотный остаток. Атомы водорода в кислотах способны замещаться или обмениваться на атомы металлов, при этом образуются соли.

2.3.3.1. Классификация и номенклатура кислот

Если кислота содержит один такой атом водорода, то это одноосновная кислота (HCl – соляная, HNO₃ – азотная, HСlO – хлорноватистая, CH₃COOH – уксусная); два атома водорода – двухосновные кислоты (H₂SO₄ – серная, H₂S – сероводородная); три атома водорода – трехосновные (H₃PO₄ – ортофосфорная, H₃AsO₄ – ортомышьяковая).

В зависимости от состава кислотного остатка кислоты подразделяют на бескислородные (H₂S, HBr, HI) и кислородсодержащие (H₃PO₄, H₂SO₃, H₂CrO₄). В молекулах кислородсодержащих кислот атомы водорода связаны через кислород с центральным атомом: Н–О–Э. Названия бескислородных кислот образуются из корня русского названия неметалла, соединительной гласной -о- и слова «водородная» (H₂S – сероводородная). Названия кислородсодержащим кислотам дают так: если неметалл (реже металл), входящий в состав кислотного остатка, находится в высшей степени окисления, то к корню русского названия элемента добавляют суффиксы -н-, -ев-, или -ов- и далее окончание -ая- (H₂SO₄ – серная, H₂CrO₄ – хромовая). Если степень окисления центрального атома ниже, то используется суффикс -ист- (H₂SO₃ – сернистая). Если неметалл образует ряд кислот, используют и другие суффиксы (HClO – хлорноватистая, HClO₂ – хлористая, HClO₃ – хлорноватая, HClO₄ – хлорная).

Кислоты измененяют окраску индикаторов в растворах кислот: лакмус (красный), метилоранж (розовый).

2.3.3.2. Получение кислот

1) Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом и последующим растворением соответствующих газов в воде:

H₂ + Cl₂ = 2HCl,

H₂ + S = H₂S.

2) Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.

3) Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:

ВаВr₂ + H₂SO₄ = ВаSО₄↓+ 2HBr,

CuSO₄ + H₂S = H₂SO₄ + CuS↓,

FeS + H₂SO₄ (paзб.) = H₂S↑ + FeSO₄,

NaCl (тв.)+ Н₂SO₄ (конц.) = HCl↑ + NaHSO₄,

AgNO₃ + HCl = AgCl↓ + HNO₃.

4) В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:

3Р + 5НNО₃ + 2Н₂О = 3Н₃РO₄ + 5NO↑.

2.3.3.3. Химические свойства кислот

1) Кислоты взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом практически нерастворимые кислоты (H₂SiO₃, H₃BO₃) могут реагировать только с растворимыми щелочами.

H₂SiO₃ + 2NaOH = Na₂SiO₃ + 2H₂O.

2) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами рассмотрено выше.

3) Взаимодействие кислот с солями – это обменная реакция с образованием соли и воды. Эта реакция идет до конца, если продуктом реакции является нерастворимое или летучее вещество, либо слабый электролит.

Ni₂SiO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃↓,

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑.

4) Взаимодействие кислот с металлами – окислительно-восстановительный процесс. Восстановитель – металл, окислитель – ионы водорода у кислот-неокислителей (HCl, HBr, HI, H₂SO₄ (разб.), H₃PO₄) и анион кислотного остатка у кислот-окислителей (H₂SO₄ (конц.), HNO₃ (конц. и разб.)). Продуктами реакции взаимодействия кислот-неокислителей с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, являются соль и газообразный водород:

Zn + H₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + H₂↑,

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑.

Кислоты окислители взаимодействуют почти со всеми металлами, включая и малоактивные (Cu, Hg, Ag), при этом образуются продукты восстановления аниона кислоты, соль и вода:

Сu + 2Н₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2Н₂O,

Рb + 4НNО₃ (конц.) = Pb(NO₃)₂ +2NO₂↑ + 2Н₂O.

2.3.4.Амфотерные гидоксидыпроявляют кислотно-основную двойственность: с кислотами они реагируют как основания:

2Cr(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 6H₂O,

а с основаниями – как кислоты:

Cr(OH)₃ + NaOH = Na[Cr(OH)₄]

(реакция протекает в растворе щелочи);

Сr(OH)₃ + NaOH = NaCrO₂ + 2H₂O

(реакция протекает между твердыми веществами при сплавлении).

С сильными кислотами и основаниями амфотерные гидроксиды образуют соли.

Как и другие нерастворимые гидроксиды, амфотерные гидроксиды разлагаются при нагревании на оксид и воду:

Be(OH)₂ BeO + H₂O.

2.3.5.Соли – ионные соединения, состоящие из катионов металлов (или аммония) и анионов кислотных остатков.

2.3.5.1. Классификация и номенклатура солей

Любую соль можно рассматривать как продукт реакции нейтрализации основания кислотой. В зависимости от того, в каком соотношении взяты кислота и основание, получаются соли: средние (ZnSO₄, MgCl₂) – продукт полной нейтрализации основания кислотой, кислые (NaHCO₃, KH₂PO₄) – при избытке кислоты, основные (CuOHCl, AlOHSO₄) – при избытке основания.

Названия солей по международной номенклатуре образуют из двух слов: названия аниона кислоты в именительном падеже и катиона металла в родительном с указанием степени его окисления, если она переменная, римской цифрой в скобках. Например: Cr₂(SO₄)₃ – сульфат хрома (III), AlCl₃ – хлорид алюминия. Названия кислых солей образуют добавлением слова гидро- или дигидро- (в зависимости от числа атомов водорода в гидроанионе): Ca(HCO₃)₂ – гидрокарбонат кальция, NaH₂PO₄ – дигидрофосфат натрия. Названия основных солей образуют добавлением слова гидроксо- или дигидроксо-: (AlOH)Cl₂ – гидроксохлорид алюминия, [Cr(OH)₂]₂SO₄ – дигидроксосульфат хрома (III).

2.3.5.2. Химические свойства солей

1) Взаимодействие солей с металлами – окислительно-восстановительный процесс. При этом металл, стоящий левее в электрохимическом ряду напряжений, вытесняет последующие из растворов их солей:

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

Щелочные и щелочноземельные металлыне используют для восстановления других металлов из водных растворов их солей, поскольку они взаимодействуют с водой, вытесняя водород:

2Na + 2H₂O = H₂↑ + 2NaOH.

2) Взаимодействие солей с кислотами и щелочами было рассмотрено выше.

3) Взаимодействие солей между собой в растворе протекают необратимо лишь в том случае, если один из продуктов – малорастворимое вещество:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl.

4) Гидролиз солей – обменное разложение некоторых солей водой. Гидролиз солей будет подробно рассмотрен в теме «Электролитическая диссоциация».

2.3.5.3. Способы получения солей

В лабораторной практике обычно используют следующие способы получения солей, основанные на химических свойствах различных классов соединений и простых веществ:

1) Взаимодействие металлов с неметаллами:

Cu + Cl₂ = CuCl₂,

Fe + S = FeS.

2) Взаимодействие металлов с растворами солей:

Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu.

3) Взаимодействие металлов с кислотами:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑.

4) Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами:

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O.

5) Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

2HNO₃ + CuO = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O.

6) Взаимодействие кислот с солями:

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃.

7) Взаимодействие щелочей с солями в растворе:

3KOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃↓ + 3KCl.

8) Взаимодействие двух солей в растворе:

NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓.

9) Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O.

10) Взаимодействие оксидов различного характера друг с другом:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

Соли встречаются в природе в виде минералов и горных пород, в растворенном состоянии в воде океанов и морей.