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 (СсHh), а также может содержать атомы и других элементов: кислород (СсHhOo), азот, галоген (СсHhOoNnClx) и др. Органические соединения разделяют на

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

кислородосодержащие производные углеводородов – СсHhOoспирты (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 СсHhOoNnнитросоединения (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:

  Название Корень   Название Корень
Русский Латинский Русский Латинский
H Водород Hydrogenium гидр- S Сера Sulfur сульф-
Be Бериллий Beryllium берилл- Cl Хлор Chlorum хлор-
C Углерод Carboneum карб- Cr Хром Chromium хром-
N Азот Nitrogenium нитр- Mn Марганец Manganum манган-
O Кислород Oxygenium окс- Fe Железо Ferrum ферр-
Al Алюминий Aluminium алюм- Cu Медь Cuprum купр-
Si Кремний Silicium силик- Zn Цинк Zincum цинк-
P Фосфор Phosphorus фосф- Sn Олово Stannum станн-

Греческие числительные, используемые как числовые приставки:

моно   пента  
ди (би)   гекса  
три   гепта  
тетра   окта поли- неопределенно много.

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 SiO32-+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 (Nд) к общему их числу (Nо) 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++ SO42-; H2S↔ H++ HS- HS-↔ H++ S2-;

трехосновная: H3PO4↔H++ H2PO4- H2PO4-↔H++HPO42- HPO42-↔H++PO43-.

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,

Формула Название Электролит Формула Название Электролит
H2SO4 серная сильный H3PO4 фосфорная средний
H2SO3 сернистая слабый H2CO3 угольная слабый
HNO3 азотная сильный H2Cr2O4 дихромовая сильный
HNO2 азотистая слабый HMnO4 марганцевая сильный

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++ ZnO22-.

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:

Формула Название Формула Название
K2SO4 Сульфат калия Ca3(PO4)2 Фосфат кальция
Na2SO3 Сульфит натрия MgCO3 Карбонат магния
Pb(NO3)2 Нитрат свинца Na2ZnO2 Цинкат натрия
NaNO2 Нитрит натрия Na2PbO2 Плюмбит натрия

Пример 1. Взаимодействие растворимых кислот и оснований.

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

Н2SO4+Ba(OH)2→BaSO4¯+2Н2О 2Н++SO42-+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-↔ ZnO22-+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)22О (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 ® SO32-+2 H2O

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

Na2SO3+ H2SO3® 2 NaHSO3 SO32-+ 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)+








Дата добавления: 2017-02-20; просмотров: 4161; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию, введите в поисковое поле ключевые слова и изучайте нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам понравился данный ресурс вы можете рассказать о нем друзьям. Сделать это можно через соц. кнопки выше.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2021 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.038 сек.