Классификация веществ.

1. Простые вещества, молекулы (формульные единицы) которых состоят из одинаковых атомов. Название простых веществ, как правило, совпадает с названием элемента. Большинство простых веществ являются металлами, формульная единица – атом. Например, медь – Cu; алюминий – Al; цинк – Zn; калий – К. Неметаллы состоят обычно из двухатомных молекул. Например, водород – H₂; кислород – O₂; йод – I₂. Простые вещества могут существовать в виде различных аллотропных модификаций, отличающихся друг от друга либо числом атомов в молекуле, например, кислород – O₂, озон – O₃, либо структурой кристаллов: алмаз, графит.

2. Сложные вещества состоят из различных атомов. Их условно разделяют на органические и неорганические.

Органические вещества – молекула содержит в своем составе обязательно атомы углерода и водорода (С_сH_h), а также может содержать атомы и других элементов: кислород (С_сH_hO_o), азот, галоген (С_сH_hO_oN_nCl_x) и др. Органические соединения разделяют на

углеводороды – С_сH_h (насыщенные, ненасыщенные, циклические, ароматические и др.), R – углеводородный радикал (С_сH_h-1);

кислородосодержащие производные углеводородов – С_сH_hO_o – спирты (R-ОН), альдегиды (R-СН=О), кетоны (R-(С=О)-R), кислоты (R-СООН), простые эфиры (R-O-R), сложные эфиры (R-СОО- R) и др.;

азотосодержащие производные углеводородов С_сH_hO_oN_n – нитросоединения (R-NO₂), амины (R-NH₂) и др.

Неорганические вещества – все вещества, не относящиеся к органическим. В том числе и соединения углерода − оксиды, угольная кислота и соли (карбонаты) и др.

Простейшими из неорганических веществ являются бинарные соединения – молекула (формульная единица) состоит из атомов двух различных элементов. В формуле на первом месте стоит элемент с положительной степенью окисления, а на втором месте с отрицательной, как правило, это неметалл. Название состоит из латинского названия второго элемента с суффиксом – ид и русского названия первого с указанием при помощи греческих числительных количество соответствующих атомов.

Пример. Na₂O – оксид динатрия; SO₃ – триоксид серы; H₂S – сульфид диводорода Al₂S₃- трисульфид диалюминия;

HCl – хлорид водорода; CaCl₂ – дихлорид кальция;

Примечание. Латинские названия некоторых элементов и их корни, используемые в названиях неорганических веществ:

Греческие числительные, используемые как числовые приставки:

Соединения элементов с кислородом – оксиды. Практически все элементы образуют оксиды в результате прямого взаимодействия простого вещества с кислородом (скорость и степень превращения зависит от температуры взаимодействующих веществ). Различают солеобразующие оксиды: основные, кислотные и амфотерные. В результате реакции с кислотами или основаниями они дают соответствующие соли. И безразличные (несолеобразующие) оксиды, которым не соответствуют гидроксиды и соли (CO, N₂O, NO, …).

Галогениды водорода (HCl, HBr, HJ) газы, водные растворы которых кислоты; галогениды металлов – соли галогенводородных кислот.

Сульфид водорода газ (H₂S), водный раствор которого кислота; сульфиды металлов – соли сероводородной кислоты.

Гидроксиды. Оксиды элементов могут химически взаимодействовать с оксидом водорода (вода), при этом протекает реакция без изменения степени окисления элементов. Возможно присоединение к оксиду одной или нескольких молекул воды, с образованием одной или двух молекул гидроксида. Реакция гидратации оксида протекает, если гидроксид растворим в воде. Нерастворимые гидроксиды получают косвенным методом, обменной реакцией из солей. В этом случае реакция гидратации может быть написана формально.

Пример. Получение гидроксидов

а) гидратация оксидов

CaO + H₂O→Ca(OH)₂ SO₃ + H₂O→ H₂SO₄

N₂O₃+H₂O→2HNO₂ P₂O₅+2H₂O→2H₃PO₄

б) нерастворимые гидроксиды

Al₂O₃ (+H₂O)→2Al(OH)₃ Al³⁺+3OH^-→Al(OH)₃

SiO₂ (+H₂O)→H₂SiO₃ SiO₃^2-+2H⁺→H₂SiO₃

Реакция гидратации обратима, при относительно высоких температурах (специфических для каждого гидроксида) равновесие сдвинуто в сторону исходных веществ. То есть при высоких температурах протекает реакция дегидратации (способ получения оксидов).

Различное написание формулы гидроксидов связано с написанием рациональных формул (в них выделяют группы атомов, характерные для данного класса соединений). Гидроксиды при растворении в воде подвергаются электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация. При растворении в воде, под действием молекул растворителя растворенное вещество может частично или полностью распадаться на ионы: катионы, заряженные положительно, и анионы, заряженные отрицательно: АВ ↔ А⁺ + В^-

Отношение (доля) числа распавшихся при диссоциации частиц (N_д) к общему их числу (N_о) до распада называется степенью диссоциации (0<a<1). Вещества, распадающиеся при растворении на ионы, называются электролитами. Считается что, если α→1, то растворенное вещество находится в растворе в виде ионов – сильный электролит. При составлении ионных уравнений его записывают как сумму ионов. Если α→0, то растворенное вещество находится в растворе в виде молекул – слабый электролит. При составлении ионных уравнений его записывают в виде молекулы.

Пример. Раствор дигидроксида бария (сильный электролит) реагирует с раствором азотной кислоты (сильный электролит), продукты – растворимая соль нитрат бария (сильный электролит) и вода (слабый электролит).

Молекулярное уравнение Ba(OH)₂ + 2 HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2 H₂O

Полное ионное Ba²⁺+2 OH^-+2 H⁺+2 NO₃^- = Ba²⁺+2 NO₃^- + 2 H₂O

Краткое ионное OH^- + H⁺ = H₂O

В молекуле гидроксида атомом элемента связан с атомом кислорода, который в свою очередь связан с атомом водорода (Э-О-Н). В зависимости от того какая связь (О-Н или Э-О) рвется при взаимодействии с молекулами воды, и какие ионы образуются в результате электролитической диссоциации, гидроксиды подразделяют на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) – в молекуле менее прочная связь О-Н, поэтому в результате диссоциации образуется катион водорода (Н⁺) и анион кислотного остатка (ЭО^-) Э-О-Н ↔ Н⁺ + ЭО^-. Оксокислоты образуют неметаллы независимо от степени окисления и металлы с большими степенями окисления (+5, +6, +7). Число атомов водорода в молекуле кислоты называется основностью кислоты.

Водные растворы водородных соединений некоторых элементов неметаллов подвергаются диссоциации по кислотному типу (бескислородные кислоты). Например, галоген водороды (HCl, HBr, HJ) и сероводород (H₂S). Их водные растворы являются кислотами.

Пример. Одноосновные: HNO₃↔ H⁺+ NO₃^-; HCl ↔ H⁺+ Cl^-;

двухосновные: H₂SO₄↔2 H⁺+ SO₄^2-; H₂S↔ H⁺+ HS^- HS^-↔ H⁺+ S^2-;

трехосновная: H₃PO₄↔H⁺+ H₂PO₄^- H₂PO₄^-↔H⁺+HPO₄^2- HPO₄^2-↔H⁺+PO₄^3-.

Систематическое название оксокислот состоит из названия катиона – водород и аниона – название числа атомов кислорода (-оксо) и элемента с суффиксом -ат, в скобках римской цифрой указывается степень окисления элемента. Например, H₂SO₄ – тетраоксосульфат (VI) водорода; HNO₃ – триоксонитрат (V) водорода; HNO₂ – диоксонитрат (III) водорода.

Чаще используется традиционное название состоящего из прилагательного образованного из названия элемента с суффиксом -н или -в (при высшей степени окисления) и с суффиксом -ист (при промежуточной степени окисления +3, +4) и слова кислота. Например,

Водные растворы галогенводородов (сильные электролиты): HCl – хлористоводородная кислота (соляная); HI – йодистоводородная кислота; сероводорода (слабый электролит) H₂S – сероводородная кислота.

Основные гидроксиды (основания). В молекуле гидроксидов такого типа менее прочной является связь Э-О. В результате диссоциации образуется катион элемента (Э⁺) и гидроксо-анион (ОН^-) Э-О-Н↔Э⁺ + ОН^-. Основные гидроксиды образуют металлы с небольшой степенью окисления (+1, +2). Число гидроксоионов в молекуле основания называется его кислотностью. Название состоит из названия металла и слова «гидрооксид», если необходимо с указанием числа гидроксо-ионов или степени окисления металла. Например, NaOH − гидроксид натрия, Fe(OH)₂ − дигидроксид железа или гидроксид железа (II), тригидроксид железа Fe(OH)₃ или гидроксид железа (III).

Растворимые в воде основания называются щелочами. Их водные растворы являются сильными электролитами.

Пример. NaOH ↔ Na⁺+OH^- Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺+2 OH^-

Амфотерные гидроксиды. В молекуле таких гидроксидов прочность связей О-Н и Э-О сравнима по величине. В зависимости от условий проведения химических реакций амфотерные гидроксиды могут проявлять свойства, как основания, так и кислоты. Обычно это гидроксиды металлов со степенями окисления +2, +3, +4.

Пример. Дигидроксид цинка − Zn(OH)₂:

основной тип диссоциации: Zn(OH)₂ ↔ Zn ²⁺+2 OH^-;

кислотный тип диссоциации: Zn(OH)₂ ↔ 2 H⁺+ ZnO₂^2-.

Обменная реакция между гидроксидами имеющими кислотные (кислоты, амфотерные гидроксиды) и основные свойства (основания, амфотерные гидроксиды) называется реакцией нейтрализации. Условием протекания обменной реакции является образование слабого электролита или осадка. В реакции нейтрализации, таким веществом является вода, которая образуется ионами водорода (Н⁺) кислоты и гидроксо-ионов (ОН^-) основания:

Н⁺+ ОН^- ↔ Н₂О.

В растворе остаются ионы, не принимавшие участие в обменной реакции, катион от основания (катион металла) и анион от кислоты (кислотный остаток). При выпаривании можно выделить вещество, относящееся к новому классу неорганических соединений – соль. Соль можно представить, как продукты замещения атомов водорода кислоты на ион металла или групп ОН^- основания на ион кислотного остатка. Соль может непосредственно образовываться и при проведении реакции нейтрализации, если она не растворима.

Систематическое название солей подобно названию кислот. Например, K₂SO₄ − тетраоксосульфат (VI) калия; NaNO₃ – триоксонитрат (V) натрия; NaNO₂ – диоксонитрат (III) натрия; K₂Cr₂O₇ − гептаоксосульфат (VI) калия.

Традиционное название состоящего из прилагательного образованного латинским названия элемента с суффиксом -ат (при высшей степени окисления элемента) и с суффиксом -ит (при промежуточной степени окисления +3, +4) и русского названия катиона, например:

Пример 1. Взаимодействие растворимых кислот и оснований.

Н₂SO₄+ 2KОН → K₂SO₄+2Н₂О 2 Н⁺+ 2 ОН^- → 2 Н₂О

Н₂SO₄+Ba(OH)₂→BaSO₄¯+2Н₂О 2Н⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+2ОН^-→BaSO₄¯+2Н₂О

Пример 2. Взаимодействие нерастворимых оснований и кислот.

Ni(OH)₂+2HNO₃→ Ni(NO₃)₂+2Н₂О Ni(OH)₂+2H⁺→ Ni²⁺+2Н₂О

Ni(OH)₂ + Н₃PO₄ ® реакция невозможна, поскольку соль Ni₃(PO₄)₂ − фосфат никеля нерастворим.

Амфотерные гидроксиды могут вступать в реакцию нейтрализации как с кислотой, реализуя основные свойства, так и с основанием, проявляя кислотные свойства. В обоих случаях продуктами будут соль и вода. В первом случае металл, образующий гидроксид, в составе соли будет катионом, а во втором входит в состав оксоаниона. Например, амфотерный дигидроксид цинка Zn(OH)₂

основные свойства

Zn(OH)₂ + 2HCl ↔ ZnCl₂+2 H₂O Zn(OH)₂ + 2H⁺↔ Zn ²⁺+2 H₂O;

кислотные свойства

Zn(OH)₂ + 2KОН ↔ K₂ZnO₂+2 H₂O Zn(OH)₂ + 2ОН^-↔ ZnO₂^2-+2 H₂O.

Солеобразующие оксиды (основные, кислотные, амфотерные) реагируют с кислотами и основаниями с образованием солей, подобно их гидроксидам.

Пример.

Основной оксид MgO + 2 HNO₃→ Mg(NO₃)₂+Н₂О (MgO→Mg(OH)₂)

Кислотный оксид CO₂ + Ca(OH)₂→ CaCO₃ + Н₂О (CO₂→ H₂CO₃)

Амфотерный оксид ZnO + 2HCl ↔ ZnCl₂+2 H₂O (ZnO→Zn(OH)₂)

ZnO + 2KОН ↔ K₂ZnO₂+H₂O (ZnO→Zn(OH)₂)

Соль образуется замещением атомов водорода кислоты на ион металла или групп ОН^- основания на ион кислотного остатка.

В случае многоосновных кислот возможно как полное замещение ионов H⁺ с образованием средних солей, так и неполное замещение ионов H⁺ с образованием кислых солей. В название кислой соли включают приставку гидро-. Кислые соли получаются в реакции нейтрализации при недостатке соответствующего основания, либо добавлением к средней соли кислоты.

Пример. Сульфит (Na₂SO₃) и гидросульфит (NaHSO₃) натрия

2 NaOH + H₂SO₃ ® Na₂SO₃+2 H₂O 2 OH^- + H₂SO₃ ® SO₃^2-+2 H₂O

NaOH + H₂SO₃ ® NaHSO₃+H₂O OH^- + H₂SO₃ ® HSO₃^-+H₂O.

Na₂SO₃+ H₂SO₃® 2 NaHSO₃ SO₃^2-+ H₂SO₃® 2 HSO₃^-

В основании, содержащем несколько ионов ОН^- возможно их полное замещение с образованием средней соли, так и неполное с образованием основных солей. Эти соли получаются в реакции нейтрализации при недостатке кислоты, либо добавлением к средней соли основания. В название основной соли включают приставку – гидроксо-.

Пример. Нитрат меди и гидроксонитрат меди

Cu(OH)₂ + 2 HNO₃® Cu(NO₃)₂+ 2 H₂O Cu(OH)₂ + 2 H⁺® Cu²⁺ + 2 H₂O

Cu(OH)₂ + HNO₃ ® (CuOH)NO₃ + H₂O Cu(OH)₂ + H⁺® (CuOH)⁺+ H₂O

Cu(NO₃)₂+ NaOH® (CuOH)NO₃+ NaNO₃ Cu²⁺+ OH^-® (CuOH)⁺