Глава 11. ВАЖНЕЙШИЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (около 400) и очень мно­гочисленную группу сложных веществ.

Приведенная первичная классификация несовершенна. Так, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простое вещество представляет собой гомоатомное химическое соединение. Сложные вещества состоят из двух или более элементов и по составу разделяются на бинарные (двухатомные) и многоэлементные соединения.

Все простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы. Эта классификация основана на существенно различном характере физических и химических свойств веществ. Причины различий между металлами и неметаллами кроется в разном типе межатомного взаимодействия при образовании простых веществ. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентными взаимодействиями. Для образования ковалентной связи, свободно взаимодействующие атомы должны обладать достаточным числом валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлических свойств.

Металлы и неметаллы различаются по физическим свойствам, которые проявляются у соответствующих простых веществ. Так, для металлов характерны высокая тепло- и электрическая проводимость, специфический металлический блеск, ковкость, пластичность и т. п. Физические свойства неметаллов существенно отличаются: они хрупкие, обладают низкой тепло- и электрической проводимостью и т. п. Различия между металлами и неметаллами проявляются в их химических свойствах: для металлов характерны оснóвные свойства оксидов и гидроксидов, восстановительное действие; для неметаллов – кислотный характер оксидов и гидроксидов, окислительная активность. Но деление химических элементов на металлы и неметаллы относительно, т. к. существуют амфотерные элементы.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галогениды или галиды), азотом (нитриды), углеродом (карбиды), а также соединения металлов с водородом (гидриды), кремнием (силициды), бором (бориды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня более электроотрицательного элемента с окончанием -ид и русского названия менее отрицательного элемента в родительном падеже.

Многоэлементные соединения традиционно подразделяют на три класса: основания, кислоты и соли. В эту же классификацию обычно включают и комплексные соединения.

Ниже рассмотрим важнейшие классы неорганических соединений – оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Согласно современной международной 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), Cr₂O₃ – оксид хрома (III), CrO₃ – оксид хрома (VI).

Наиболее важные несолеобразующие оксиды – СО, NO, H₂O₂, Na₂O₂.

Оснóвные оксиды– оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение оснóвных оксидов.

2Mg + O₂ → 2MgO

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

BaCO₃ → BaO + СO₂

2Pb(NO₃)₂ → 2PbO + 4NO₂ + O₂

Химические свойства основных оксидов.

Большинство оснóвных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, они обладают высокими температурами плавления и кипения.

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

BaO + SiO₂ → Ba₂SiO₃

MgO + Al₂O₃ → Mg(AlO₂)₂

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K₂O + H₂O→ 2KOH

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

Кислотные оксиды – ок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления

Получение кислотных оксидов.

4Р+5O₂ → 2Р₂O₅

2ZnO + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + SiO₂↓ + H₂O

Химические свойства кислотных оксидов.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодейст­вует с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ CO₂ + H₂O → H₂CO₃

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реак­ции с оснóвными и амфотерными оксидами, с щелочами:

P₂O₅ + Al₂O₃ → 2AlPO₄

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

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

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Al₂O₃, оксид хрома (III) Cr₂O₃, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe₂O₃ и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода H₂O.

Основания (гидроксиды металлов)

Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН^–.

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: раствори­мые в воде – щелочи [образованные щелочными LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOHи щелочноземельными ме­таллами Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂] и нерастворимые в воде (все остальные гидроксиды металлов).

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

CuSO₄ + 2KOH → Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

2NaCl + 2Н₂O → 2NаОН + Н₂ + Сl₂

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

2Na + H₂O → 2NaOH + H₂↑ 2LiO + H₂O → 2LiOH

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

2AgNО₃ + 2КОН = Ag₂O↓ + Н₂О + 2KNO₃

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

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + H₂O Ca(OH)₂ → CaO + H₂O

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

NаОН + НNО₃ → NаNО₃ + Н₂O

Cu(ОН)₂ + Н₂SO₄ → СuSO₄ + 2H₂O

Растворы ще­лочей способны реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

2NаОН + Сl₂ → NaCl + NaClO + Н₂O (на холоде)

6КОН + 3Сl₂ → 5КСl + КClO₃ + 3Н₂О (при нагревании),

6КОН + 3S → К₂SO₃ + 2К₂S + 3Н₂О

Нерастворимые основания не реагируют с металлами.

Концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии взаимодействуют с некоторыми металлами (соединения которых обладают амфотерными свойствами):

2Аl + 2NаОН + 6Н₂О = 2Nа[Аl(ОН)₄] + 3Н₂↑

Zn + 2КОН + 2Н₂О = К₂[Zn(ОН)₄] + Н₂↑

Амфолиты– это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства – Сr(ОН)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Аl(OН)₃ и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кис­лотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты.