Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия – раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

  • CuO – соответствует основанию Cu(OH)2
  • Li2O – соответствует основанию LiOH
  • FeO – соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
  • Fe2O3 – соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
  • P2O5 – соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Амфотерные (греч. ἀμφότεροι – двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2, MnO3, Mn2O7.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

  • SO2 – H2SO3
  • SO3 – H2SO4
  • P2O5 – H3PO4
  • N2O5 – HNO3
  • NO2 – HNO2, HNO3

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 – не реагирует с водой, так как продукт реакции – H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:

  • CO
  • N2O
  • NO
  • SiO
  • S2O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания – химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр – NaOH, едкое кали – KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода – реакция нейтрализации)

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Читайте также:
Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH, которое распадается на NH3 и H2O)

KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами – с образованием соли и воды, так и с основаниями – с образованием комплексных солей.

Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода – при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота – химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней – часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H3BO3 является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H3PO3 – двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода – реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду – угольная и сернистая кислоты:

  • H2CO3 → H2O + CO2
  • H2SO3 → H2O + SO2

Записать эти кислоты в растворе в виде “H2CO3 или H2SO3” – будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде – виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной – серную кислоту. Природу не обманешь :)

K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной – соляной кислоты – получили более слабую – сероводородную)

K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной – серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота – H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соль – ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль – NaCl.

По классификации соли бывают:

  • Средние – продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
  • Кислые – продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
  • Основные – продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
  • Двойные – содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2

Блиц-опрос по теме Классификация неорганических веществ

Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Между основными классами неорганических соединений — простыми веществами, оксидами, кислотами, основаниями и солями — существует генетическая связь, под которой подразумевается возможность их взаимного перехода.

Предположим, что из простого вещества необходимо получить соль — сульфат лития. Простым веществом может быть как литий, так и сера. Покажем это.

Металлический литий, взаимодействуя с кислородом, образует оксид, который под действием воды даёт гидроксид. Взаимодействие гидроксида лития с серной кислотой приводит к образованию соли — сульфата лития. Эти превращения отражены следующими химическими уравнениями:

Эту же соль можно получить, исходя и из серы:

Таким образом, один и тот же продукт может быть получен различными путями.

Возможен и обратный переход — от солей к другим классам неорганических соединений. Так, исходя из сульфата меди(II), можно получить гидроксид меди(II), который при нагревании легко превращается в оксид меди(II). Последний при нагревании в атмосфере водорода или при прокаливании с углём превращается в металлическую медь:

Итак, подобная связь между отдельными классами соединений, основанная на получении веществ одного класса из веществ другого класса, называется генетической.

Генетическую связь можно представить следующей упрощённой схемой:

Обратите внимание, что стрелки на схеме направлены в обе стороны. Это, например, означает, что не только можно получить соль взаимодействием основания и кислоты, но и выделить из этой соли кислоту или основание:

Или, если при взаимодействии металла и неметалла получается соль, то в определённых условиях из неё вновь можно выделить исходные простые вещества, например:

Следует иметь в виду, что довольно часто получение веществ в химии осуществляется не прямым, а косвенным методом. Так из кислотного оксида SiO2 нельзя взаимодействием с водой получить соответствующую ему кислоту:

В этом случае сначала получают соль, а затем вытесняют из этой соли кислоту действием более сильной кислоты:

Или при получении гидроксида меди(II) из оксида нельзя использовать взаимодействие СuО с водой (эти вещества не взаимодействуют),

в этом случае необходимо осуществить реакции:

Знание генетической связи между различными классами неорганических соединений позволяет выбирать удобные методы синтеза необходимых веществ из доступных реагентов.

К каждому из заданий части 1 даны 4 варианта ответа, из которых только один правильный.

1. В схеме превращений

веществом “Х2” является

2. В схеме превращений

веществом “X” является

3. В схеме превращений

веществом “Х2” является

4. В схеме превращений

веществом “Х2” является

5. В схеме превращений

веществом “Х” является

6. В схеме превращений

веществом “X” является

7. В схеме превращений

веществом “Х2” является

8. В схеме превращений

веществами “Х1” и “Х2” могут быть соответственно

9. В схеме превращений

веществом “X” является

10. В схеме превращений

веществом “X” является

Дайте полный развёрнутый ответ на задания части 2.

11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

12. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

13. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

14. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

15. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

16. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

алюминий → гидроксид алюминия → X → алюминат натрия

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

17. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

медь → нитрат меди(II) → X → оксид меди(II)

Для второго превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

18. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

FeS2 → X → сернистая кислота → сульфит кальция

Для последнего превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

19. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

азотная кислота → оксид азота(II) → X → азотная кислота

Для первого превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

20. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

оксид азота(IV) → X → нитрат аммония → аммиак

Для второго превращения запишите уравнение реакции в сокращённом ионном виде.

Библиотека образовательных материалов для студентов, учителей, учеников и их родителей.

Наш сайт не претендует на авторство размещенных материалов. Мы только конвертируем в удобный формат материалы из сети Интернет, которые находятся в открытом доступе и присланные нашими посетителями.

Если вы являетесь обладателем авторского права на любой размещенный у нас материал и намерены удалить его или получить ссылки на место коммерческого размещения материалов, обратитесь для согласования к администратору сайта.

Разрешается копировать материалы с обязательной гипертекстовой ссылкой на сайт, будьте благодарными мы затратили много усилий чтобы привести информацию в удобный вид.

© 2014-2021 Все права на дизайн сайта принадлежат С.Є.А.

Свойства основных классов неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений

Неорганическими называют соединения, которые не содержат углерод. Также в порядке исключения к ним относят некоторые вещества на основе углерода: карбонаты, карбиды, карбонилы металлов, цианиды и цианаты, оксиды углерода.

Неорганические соединения разделяют на простые (содержат атомы одного элемента) и сложные (образуются из атомов двух и более элементов).

Простые и сложные вещества также подразделяют на классы.

Классы простых веществ — это металлы, неметаллы, амфотерные вещества и благородные газы.

Классы сложных неорганических веществ — основания, оксиды, кислоты и соли.

Основные свойства простых неорганических веществ

Металлы:

  • имеют металлический блеск;
  • находятся в твёрдом агрегатном состоянии (кроме жидкой ртути Hg);
  • обладают тепло- и электропроводностью;
  • прочные, пластичные и ковкие (за исключением хрупких: марганец Mn, висмут V, сурьма Sb, кобальт Co, хром Cr);
  • в химических реакциях металлы обычно восстановители (легко отдают свои электроны);
  • вытесняют водород из кислот.

Неметаллы — химические элементы, не обладающие металлическими свойствами:

  • не имеют блеска, ковкости;
  • слабо проводят тепло (исключение: графит) и электрический ток — диэлектрики (исключение: графит и чёрный фосфор);
  • могут быть в разных агрегатных состояниях: газообразные — водород H2, кислород O2, хлор Cl2 и др.; жидкие — бром Br2; твёрдые — углерод C, фосфор P;
  • в химических реакциях чаще всего выступают в роли окислителей (присоединяют дополнительные электроны);
  • входят в состав кислотных остатков.

Амфотерные вещества проявляют и металлические (оснóвные), и неметаллические (кислотные) свойства: бериллий Be, алюминий Al, свинец Pb, цинк Zn, железо Fe, марганец Mn и другие.

Благородные (инертные) газы — гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радиоактивный радон Rn:

  • входят в состав воздуха (кроме Rn);
  • не имеют цвета, вкуса и запаха;
  • вступают в реакции с другими веществами только в специально созданных условиях;
  • лучше, чем другие газы, проводят электрический ток, при этом светятся: неон — оранжевый, криптон — зелёный, ксенон — фиолетовый и др.

Основные свойства сложных неорганических веществ

Оксиды — соединения двух химических элементов, один из которых — кислород.

  • могут быть газообразными (оксид углерода (IV) CO2, оксид азота (IV) NO2), жидкими (оксид водорода H2O или вода) и твёрдыми (оксид фосфора (V) P2O5, оксид алюминия Al2O3);
  • имеют разнообразные окраски: оксид меди (II) CuO — чёрный, оксид кальция CaO (негашеная известь) — белый, оксид хрома (VI) Cr2O3 — зелёный и т.п.;
  • некоторые ядовиты: оксид углерода (II) CO или угарный газ; диоксид серы SO2, диоксид азота NO2.

По химическим характеристикам оксиды подразделяют на:

  1. Несолеобразующие — NO, N2O, CO и SiO (им не соответствуют кислоты).
  2. Солеобразующие:
  • оснóвные — оксиды металлов со степенями окисления +1, +2 (оксид натрия NaO, оксид магния MgO), кроме амфотерных; соответствуют основаниям;
  • кислотные — оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих): оксид серы (VI) SO3, оксид фосфора (V) P2O5 и металлов со степенями окисления выше +5: оксид хрома (VI) CrO3, оксид марганца (VII) Mn2O7; соответствуют кислотам;
  • амфотерные — оксиды металлов со степенями окисления +2: только Beo, ZnO, SnO, PbO (соответственно, оксиды бериллия, цинка, олова, свинца); +3: все, кроме оксида лантана La2O3 и +4: оксид марганца (IV) MnO2 и др.; проявляют и оснóвные, и кислотные свойства;
  • двойные — состоят из двух оксидов с разными степенями окисления металла: Fe3O4 (железная окалина), Pb2O3 (окись свинца).

Основания — соединения катиона металла (амфотерного элемента или иона NH4+) и гидроксид-аниона -OH.

  • все находятся в твёрдом виде и не имеют запаха, кроме гидроксида аммония NH4OH (нашатырный спирт, аммиачная вода) — он жидкий и с резким характерным запахом аммиака;
  • мягкие на ощупь;
  • почти все основания белого цвета (гидроксид лития LiOH, гидроксид магния Mg(OH)2 и др.), но встречаются и окрашенные: гидроксид меди (I) CuOH — жёлтый, гидроксид меди (II) Cu(OH)2 — голубой, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 — красно-коричневый.

Изменяют окраску индикаторов:

  • фенолфталеин (бесцветный) → малиновый;
  • метиловый оранжевый → жёлтый;
  • лакмус фиолетовый → синий.

В зависимости от отношения к воде основания подразделяют на:

  1. Растворимые в воде — щёлочи: образуют щелочные металлы 1А группы: гидроксид калия KOH, гидроксид рубидия RbOH и др.; щелочно-земельные металлы 2А группы, начиная с кальция: гидроксид кальция или гашёная известь Ca(OH)2, гидроксид стронция Sr(OH)2 и гидроксид бария Ba(OH)2 .
  2. Нерастворимые в воде — образуют все остальные металлы, в том числе амфотерные.

Кислоты — соединения анионов кислотных остатков с катионами водорода, которые могут замещаться на катионы металлов.

  • могут находиться в твёрдом (ортофосфорная H3PO4 , борная H3BO3), жидком (азотная HNO3, серная H2SO4) или газообразном (сероводородная H2S, соляная HCl) виде;
  • едкие (кроме кремниевой H2SiO3);
  • кислые на вкус, бесцветные;
  • некоторые имеют резкий запах (HCl — запах хлористого водорода; HNO3 — резкий неприятный запах; H2S — специфический запах тухлых яиц);
  • растворимы в воде, кроме кремниевой H2SiO3 и борной H3BO3;
  • бывают летучие (H2S, HNO3, HCl) и нелетучие (H2SO4, H3PO4).

Меняют цвет индикаторов:

  • метиловый оранжевый → розовый;
  • лакмус фиолетовый → красный;
  • фенолфталеин остаётся бесцветным.

Соли — соединения одного или нескольких катионов (или подобных ионов, например, NH4+ и анионов кислотного остатка (одного или нескольких).

  • твёрдые кристаллические вещества чаще белого, но бывают разного цвета: сульфиды серебра Ag2S, свинца (II) PbS и железа (II) FeS — чёрные; соли железа (III) и их концентрированные растворы — бурые; растворы солей меди (II) — синие и т.д.;
  • растворы солей хорошо проводят электрический ток;
  • по отношению к воде подразделяют на растворимые и нерастворимые (проверяют по таблице растворимости солей).

Генетическая связь классов неорганических соединений

Химические свойства веществ основных классов неорганических соединений дают им возможность вступать в реакции между собой: см. таблицу 1.

1) галогены (F2, Cl2, Br2, J2): 2Me +nHal2 → 2MeHaln – галогенид

2) O2 (кроме Au, Ag, Pt): Ca+O2→CaO – оксид

Me+S→ MeS – сульфид металла

4) H2 с активными Me: 2Na+H2 → 2NaH -гидрид натрия

чаще всего не реагируют, кроме:

Me, находящиеся в ряду активности левее Н2+:

а) разбавленные сильные кислоты (H2SO4, HCl) → соль+водород:

б) HNO3 и H2SO4конц → соль+вода+продукт восстановления кислоты:

Если металл 1 находится в ряду активности металлов левее, чем металл 2, то: Me1+соль1→Me2+соль2

2Mg + TiCl4 → Ti+2MgCl2

а) в растворе щелочные и щелочно-земельные металлы металлы реагируют с водой, а не с солью:

б) Расплавы нитратов, карбонатов, сульфитов при нагревании разлагаются на оксид и газ, поэтому с Me не реагируют:

H2 (T°, давление), C, Si восстанавливают из оксидов металлы, расположенные в ряду активности после Al:

Оксиды металлов, расположенных до Al, образуют карбиды при реакции с С:

CaO+3C Tº→ CaC2+CO

Образуется средняя соль:

Образуется соль и H2O:

только щёлочи: KOHконц+Cl2→

Для щёлочей → соль и вода:

1) Реакция нейтрализации щёлочей:

2) Растворение нерастворимых оснований:

3) Амфотерные гидроксиды:

Al(OH)3 + 3HBr → Al(Br)3 + 3H2O

а) растворимая средняя соль → нерастворимое основание + соль (правило Бертолле):

Mg(OH)2 +Zn(NO3)2 → Zn(OH)2↓ + Ca(NO3)2

б) кислая соль → средняя соль+вода:
KOH + KHCO3 → K2CO3+ H2O

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей:

2KJ + Cl2 → 2KCl +J2

Нелетучие оксиды вытесняют летучие из солей:

Na2CO3 + P2O5 → Na3PO4 + CO2↑

1) Для растворимых солей: реакция должна быть необратимой (образование газа, осадка или воды):

BaCl2 +H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

2) Из нерастворимых солей сильные кислоты вытесняют слабые:

CaSiO3 + HCl → CaCl2 + H2SiO3

Взаимодействуют, если обе соли растворимые и один из продуктов реакции выпадает в осадок:

Pb(NO3)2 + K2SO4 → PbSO4↓ + 2KNO3

2H2O + 2F2 → 4HF + O2↑

H2O + Cl2 → HCl + HClO

Все кислотные оксиды, кроме SiO2 +вода → кислота

не реагирует

Возможен гидролиз, кроме солей, которые образованы сильной кислотой и сильным основанием:

K2CO3+H2O ↔ KHCO3 +KOH

Способность веществ одного класса преобразовываться в вещества другого класса называют генетической связью. Главные принципы генетической связи:

  1. Вещества должны быть образованы одним и тем же элементом.
  2. Взаимопревращения должны идти по схеме цепочке, включающей разные формы существования элемента, то есть относящиеся к различным классам неорганических веществ. Такая цепочка называется генетическим рядом. Ряд может быть полным (если начинается и заканчивается одним и тем же элементом) или неполным.

Примеры веществ основных классов неорганических соединений приведены в таблице 2:

ПРОСТЫЕ — образованы одним элементом

СЛОЖНЫЕ — состоят из двух или более химических элементов

Металлы: K, Fe, Ca.

Неметаллы: C, S, Si.

Амфотерные: Zn, Al, Cr.

Благородные (инертные) газы: Ar, He, Ne.

Несолеобразующие: CO, N2O, NO и SiO.

Растворимые в воде — щёлочи: KOH, RbOH, Ba(OH)2.

Неорганические вещества. Характерные химические свойства

Описание

Неорганическими называются такие вещества, в составе которых нет углерода. Они противоположны органическим. Также к этой группе относят несколько углеродосодержащих соединений, например:

  • цианиды;
  • оксиды углерода;
  • карбонаты;
  • карбиды и другие.

Примеры неорганических веществ:

  • вода;
  • разные кислоты (соляная, азотная, серная);
  • соль;
  • аммиак;
  • углекислый газ;
  • металлы и неметаллы.

Неорганическая группа отличается отсутствием углеродного скелета, который характерен для органических веществ. Неорганические вещества по составу принято делить на простые и сложные. Простые вещества составляют немногочисленную группу. Всего их насчитывается примерно 400.

Сложные неорганические соединения

Эта группа веществ более многочисленна. Сложные соединения отличаются наличием в составе вещества нескольких химических элементов.

Рассмотрим подробнее сложные неорганические вещества. Примеры и классификация их представлены ниже в статье.

1. Оксиды – соединения, одним их элементов которых является кислород. В группу входят:

  • несолеобразующие (например, монооксид углерода, оксид азота);
  • солеобразующие оксиды (например, оксид натрия, оксид цинка).

2. Кислоты – вещества, в состав которых входят ионы водорода и кислотные остатки. Например, азотная кислота, серная кислота, сероводород.

3. Гидроксиды – соединения, в составе которых присутствует группа –ОН. Классификация:

  • основания – растворимые и нерастворимые щелочи – гидроксид меди, гидроксид натрия;
  • кислородосодержащие кислоты – диводород триоксокарбонат, водород триоксонитрат;
  • амфотерные – гидроксид хрома, гидроксид меди.

4. Соли – вещества, в составе которых есть ионы металла и кислотные остатки. Классификация:

  • средние: хлорид натрия, сульфид железа;
  • кислые: гидрокарбонат натрия, гидросульфаты;
  • основные: нитрат дигидроксохрома, нитрат гидроксохрома;
  • комплексные: тетрагидроксоцинкат натрия, тетрахлороплатинат калия;
  • двойные: алюмокалиевые квасцы;
  • смешанные: сульфат алюминия калия, хлорид меди калия.

5. Бинарные соединения – вещества, состоящие из двух химических элементов:

  • бескислородные кислоты;
  • бескислородные соли и другие.

Основные свойства простых неорганических веществ

Металлы:

  • имеют металлический блеск;
  • находятся в твёрдом агрегатном состоянии (кроме жидкой ртути Hg);
  • обладают тепло- и электропроводностью;
  • прочные, пластичные и ковкие (за исключением хрупких: марганец Mn, висмут V, сурьма Sb, кобальт Co, хром Cr);
  • в химических реакциях металлы обычно восстановители (легко отдают свои электроны);
  • вытесняют водород из кислот.

Неметаллы — химические элементы, не обладающие металлическими свойствами:

  • не имеют блеска, ковкости;
  • слабо проводят тепло (исключение: графит) и электрический ток — диэлектрики (исключение: графит и чёрный фосфор);
  • могут быть в разных агрегатных состояниях: газообразные — водород H2, кислород O2, хлор Cl2 и др.; жидкие — бром Br2; твёрдые — углерод C, фосфор P;
  • в химических реакциях чаще всего выступают в роли окислителей (присоединяют дополнительные электроны);
  • входят в состав кислотных остатков.

Амфотерные вещества проявляют и металлические (оснóвные), и неметаллические (кислотные) свойства: бериллий Be, алюминий Al, свинец Pb, цинк Zn, железо Fe, марганец Mn и другие.

Благородные (инертные) газы — гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радиоактивный радон Rn:

  • входят в состав воздуха (кроме Rn);
  • не имеют цвета, вкуса и запаха;
  • вступают в реакции с другими веществами только в специально созданных условиях;
  • лучше, чем другие газы, проводят электрический ток, при этом светятся: неон — оранжевый, криптон — зелёный, ксенон — фиолетовый и др.

Простые:

1) Неметаллы: H2, O2, O3, N2, F2, He и др. Всего в периодической таблице химических элементов присутствуют 22 неметалла. В обычных условиях они могут быть в твердом состоянии (I2), жидком (Br2) или газообразном (H2, O2, F2, Cl2 и другие). 2) Металлы: Na, Ag, Fe, Be и другие. Единственным жидким металлом является ртуть (Hg).

Генетическая связь классов неорганических соединений

Химические свойства веществ основных классов неорганических соединений дают им возможность вступать в реакции между собой: см. таблицу 1.

1) галогены (F2, Cl2, Br2, J2): 2Me +nHal2 → 2MeHaln — галогенид

2) O2 (кроме Au, Ag, Pt): Ca+O2→CaO — оксид

Me+S→ MeS — сульфид металла

4) H2 с активными Me: 2Na+H2 → 2NaH -гидрид натрия

чаще всего не реагируют, кроме:

Me, находящиеся в ряду активности левее Н2+:

а) разбавленные сильные кислоты (H2SO4, HCl) → соль+водород:

б) HNO3 и H2SO4конц → соль+вода+продукт восстановления кислоты:

Если металл 1 находится в ряду активности металлов левее, чем металл 2, то: Me1+соль1→Me2+соль2

2Mg + TiCl4 → Ti+2MgCl2

а) в растворе щелочные и щелочно-земельные металлы металлы реагируют с водой, а не с солью:

б) Расплавы нитратов, карбонатов, сульфитов при нагревании разлагаются на оксид и газ, поэтому с Me не реагируют:

H2 (T°, давление), C, Si восстанавливают из оксидов металлы, расположенные в ряду активности после Al:

Оксиды металлов, расположенных до Al, образуют карбиды при реакции с С:

CaO+3C Tº→ CaC2+CO

Образуется средняя соль:

Образуется соль и H2O:

только щёлочи: KOHконц+Cl2→

Для щёлочей → соль и вода:

1) Реакция нейтрализации щёлочей:

2) Растворение нерастворимых оснований:

3) Амфотерные гидроксиды:

Al(OH)3 + 3HBr → Al(Br)3 + 3H2O

а) растворимая средняя соль → нерастворимое основание + соль (правило Бертолле):

Mg(OH)2 +Zn(NO3)2 → Zn(OH)2↓ + Ca(NO3)2

б) кислая соль → средняя соль+вода:KOH + KHCO3 → K2CO3+ H2O

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей:

2KJ + Cl2 → 2KCl +J2

Нелетучие оксиды вытесняют летучие из солей:

Na2CO3 + P2O5 → Na3PO4 + CO2↑

1) Для растворимых солей: реакция должна быть необратимой (образование газа, осадка или воды):

BaCl2 +H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

2) Из нерастворимых солей сильные кислоты вытесняют слабые:

CaSiO3 + HCl → CaCl2 + H2SiO3

Взаимодействуют, если обе соли растворимые и один из продуктов реакции выпадает в осадок:

Pb(NO3)2 + K2SO4 → PbSO4↓ + 2KNO3

2H2O + 2F2 → 4HF + O2↑

H2O +Cl2 → HCl + HClO

Все кислотные оксиды, кроме SiO2 +вода → кислота

не реагирует

Возможен гидролиз, кроме солей, которые образованы сильной кислотой и сильным основанием:

K2CO3+H2O ↔ KHCO3 +KOH

Способность веществ одного класса преобразовываться в вещества другого класса называют генетической связью. Главные принципы генетической связи:

  1. Вещества должны быть образованы одним и тем же элементом.
  2. Взаимопревращения должны идти по схеме цепочке, включающей разные формы существования элемента, то есть относящиеся к различным классам неорганических веществ. Такая цепочка называется генетическим рядом. Ряд может быть полным (если начинается и заканчивается одним и тем же элементом) или неполным.

Примеры веществ основных классов неорганических соединений приведены в таблице 2:

ПРОСТЫЕ — образованы одним элементом

СЛОЖНЫЕ — состоят из двух или более химических элементов

Металлы: K, Fe, Ca.

Неметаллы: C, S, Si.

Амфотерные: Zn, Al, Cr.

Благородные (инертные) газы: Ar, He, Ne.

Несолеобразующие: CO, N2O, NO и SiO.

Растворимые в воде — щёлочи: KOH, RbOH, Ba(OH)2.

Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Часть 1

Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Часть 1

Предлагаем вам сборку заданий по теме Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Ответы вы найдёте внизу страницы.

Задание 31. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

  1. Карбид кремния(IV) сожгли в кислороде. Полученный газ пропустили при нагревании над раскалённым углём. Образовавшийся в результате газ смешали с хлором и пропустили смесь через избыток раствора гидроксида калия. Полученный раствор добавили к раствору бромида алюминия.
  2. Провели электролиз водного раствора нитрата меди(II). Выделившийся при этом газ прореагировал с натрием. Полученное при этом вещество растворили в холодной воде. К образовавшемуся раствору добавили раствор сульфата хрома(III) и нагрели, при этом раствор приобрёл жёлтый цвет.
  3. В раствор сульфата меди(II) поместили железную пластинку. По окончании реакции пластинку вынули, а к образовавшемуся зеленоватому раствору добавляли по каплям раствор нитрата бария до тех пор, пока не прекратилось образование осадка. Осадок отфильтровали, раствор выпарили, оставшуюся сухую соль прокалили на воздухе. При этом образовалось твердое бурое вещество, которое обработали концентрированной иодоводородной кислотой.
  4. Сероводород пропустили через бромную воду. Образовавшийся при этом осадок обработали горячей концентрированной азотной кислотой. Выделившийся бурый газ пропустили через раствор гидроксида бария. При взаимодействии одной из образовавшихся солей с водным раствором перманганата калия образовался бурый осадок.
  5. Фосфор смешали с кальцием и нагрели. Полученное при этом вещество поместили в воду. Выделившийся газ пропустили через раствор, содержащий перманганат натрия и гидроксид натрия, в результате раствор приобрёл зелёную окраску. Одну из полученных солей выделили и добавили к раствору сульфита натрия.
  6. Железо растворили в разбавленном растворе серной кислоты, образовавшуюся соль выделили. При взаимодействии полученной соли со щелочным раствором перманганата калия наблюдается выпадение осадка и изменение цвета раствора на зелёный. Осадок отделили и растворили в соляной кислоте. Через полученный раствор пропустили сернистый газ.
  7. При электролизе водного раствора нитрата меди(II) получили металл. Металл обработали концентрированной серной кислотой при нагревании. Выделившийся в результате газ прореагировал с сероводородом с образованием простого вещества. Это вещество нагрели с концентрированным раствором гидроксида калия.
  8. Хлорат калия прокалили в присутствии катализатора. В выделившемся газе сожгли сульфид железа(II), при этом образовался газ с резким запахом и твёрдый остаток. Газ пропустили через хлорную воду, а твёрдый остаток поместили в раствор, содержащий иодид калия и серную кислоту.
  9. Оксид алюминия подвергли электролизу в расплавленном криолите. Полученный при электролизе металл нагрели с концентрированным раствором, содержащим нитрат калия и гидроксид калия, при этом выделился газ с резким запахом. Через образовавшийся раствор пропустили газ, который выделился при сплавлении оксида кремния с карбонатом калия.
  10. Смесь оксида азота(IV) и кислорода пропустили через раствор гидроксида калия. Полученную при этом соль высушили и прокалили. Остаток, полученный после прокаливания соли, растворили в воде и смешали с раствором йодида калия и серной кислотой. Образовавшееся в ходе этой реакции простое вещество прореагировало при нагревании с раствором гидроксида натрия.
  11. Аммиак пропустили над нагретым оксидом меди(II). Полученное твёрдое вещество прореагировало при нагревании с оксидом азота(IV). Твердый продукт реакции растворили в соляной кислоте. К образовавшемуся раствору добавили иодид калия, при этом наблюдали образование осадка и изменение цвета раствора.
  12. При взаимодействии цинка с водным раствором гидроксида калия выделился газ. Газ прореагировал с нагретым порошком оксида меди(II). Полученное простое вещество растворили при нагревании в концентрированной серной кислоте, при этом выделился газ с резким запахом. При пропускании этого газа через водный раствор перманганата калия наблюдали обесцвечивание раствора.
  13. Пероксид водорода прореагировал с оксидом серебра. Выделившийся газ прореагировал при нагревании с сульфидом цинка. Образовавшееся при этом твёрдое вещество добавили к концентрированному раствору гидроксида натрия. Полученную соль выделили и прокалили.
  14. Аммиак нагрели с кислородом в присутствии катализатора. Полученный газ прореагировал с кислородом. Образовавшийся в результате бурый газ пропустили через холодный раствор гидроксида натрия. Одна из образовавшихся солей вступила в реакцию с раствором, содержащим перманганат калия и гидроксид калия.
  15. При восстановлении оксида цинка угарным газом образовался металл. Металл прореагировал с концентрированным раствором гидроксида калия с образованием комплексной соли. Через раствор соли пропустили избыток сероводорода, при этом образовался осадок. При нагревании этого осадка с концентрированной азотной кислотой выделился бурый газ.
  16. Соляную кислоту нейтрализовали карбонатом натрия. Полученный раствор подвергли электролизу. Газ, выделившийся на катоде, пропустили при нагревании над оксидом меди(II). Образовавшееся твердое вещество добавили к горячему раствору хлорида железа(III), при этом наблюдали растворение вещества.
  17. Натрий сожгли в кислороде. Полученное вещество обработали оксидом углерода(IV). Газообразный продукт реакции прореагировал при нагревании с железом. Полученный чёрный порошок растворили в концентрированной азотной кислоте, при этом наблюдали выделение бурого газа.
  18. Через раствор гидроксида натрия пропустили избыток углекислого газа. Полученное при этом вещество выделили из раствора, высушили и прокалили. Образовавшуюся после прокаливания соль растворили в воде и к этому раствору прилили раствор бромида железа(III). Выделившийся при этом осадок отделили и поместили в раствор иодоводородной кислоты.
  19. Сульфид цинка прокалили на воздухе, полученное твердое вещество сплавили с гидроксидом калия. Образовавшееся соединение обработали избытком соляной кислоты. К полученному раствору добавили избыток раствора гидроксида натрия.
  20. При сливании растворов сульфата хрома (III) и карбоната натрия выпал серо‐зеленый осадок. Осадок отфильтровали и обработали раствором пероксида водорода, содержащим гидроксид калия. Полученный желтый раствор подкислили серной кислотой и наблюдали изменение окраски. При добавлении к образовавшемуся веществу концентрированной соляной кислоты выделился газ.
  21. К растворк хлорида железа (II) добавили сульфид натрия. Выпавший осадок подвергли обжигу, образовавшееся твёрдое вещество растворили в иодоводородной кислоте. Выделившееся простое вещество обработали концентрированной азотной кислотой.
  22. Нитрат калия прокалили. Образовавшийся твёрдый остаток прореагировал с раствором иодида калия в присутствии серной кислоты. Полученное твёрдое вещество прореагировало с алюминием в присутствии следовых количеств воды. Продукт реакции растворили в избытке раствора гидроксида натрия.
  23. Хлорат калия прокалили в присутствии катализатора. Выделившийся газ прореагировал с избытком сероводорода с образованием простого вещества. Это вещество растворили в горячей концентрированной азотной кислоте. Полученный бурый газ пропустили через раствор гидроксида кальция.
  24. Раствор сульфида натрия подвергли электролизу. Выделившийся на катоде газ пропустили над калием. Полученное твёрдое вещество растворили в воде и пропустили хлор при нагревании.
  25. Нитрид лития растворили в воде. Выделившийся при этом газ пропустили над нагретым оксидом меди. Полученное твёрдое вещество растворили в концентрированной серной кислоте. Образовавшийся газ с резким запахом прореагировал с сероводородом.
  26. Сульфид алюминия растворили в воде. Выделившийся газ сожгли в избытке кислорода. Полученный газ смешали с хлором и пропустили через избыток раствора гидроксида калия. К полученному раствору добавили нитрат бария и наблюдали выпадение осадка.
  27. Серебро растворили в концентрированной азотной кислоте. Выделившийся газ пропустили над нагретым цинком. Полученное твёрдое вещество обработали раствором гидроксида калия. Через полученный раствор пропустили избыток сероводорода и наблюдали выпадение осадка.
  28. Через раствор силиката натрия пропустили избыток углекислого газа. Выпавший осадок отделили и прокалили, а затем сплавили с фосфатом кальция и углём. Полученное простое вещество растворили при нагревании в концентрированном растворе гидроксида калия.
  29. Сульфид меди (II) растворили в горячем растворе концентрированной серной кислоты. Выделившийся при этом газ смешали с хлором и пропустили через раствор гидроксида калия. При добавлении к полученному раствору нитрата бария выпал осадок. Этот осадок отделили, высушили и прокалили с углём.
  30. На твёрдый иодид калия подействовали концентрированной фосфорной кислотой. Выделившийся газ растворили в воде и к полученному раствору добавили железную окалину. Образовавшуюся соль выделили и прибавили к раствору нитрата серебра, осадок отфильтровали, а фильтрат выпарили и рокалили.

Классификация неорганических веществ

Химические вещества можно разделить на две неравные группы: простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О2, P4).

Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H3PO4).

Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ) расположены либо в главной подгруппе, либо в побочной. В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к какой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например , в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии, элемент номер 31, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ. К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ. Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.

Основные классы сложных веществ — это оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2 . Например, оксид лития Li2O, оксид железа (II) FeO.

Кислотные оксиды — это оксиды, которые проявляют кислотные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7 , а также атомами неметаллов с любой степенью окисления . Например, оксид хлора (I) Cl2O, оксид хрома (VI) CrO3.

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 , а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO .

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO .

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например , магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe2O3.

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл . Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды:

основному оксиду соответствует гидроксид основание ,

кислотному оксиду соответствует гидроксид кислота ,

амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид .

Например , оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH)2.

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H2CrO4, и кислотный остаток хромат-ион CrO4 2- .

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например : N2O5 + H2O → H2N2O6, делим на 2, получаем HNO3. Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например : оксид P2O5, мета-форма: HPO3. Добавляем воду, орто-форма: H3PO4. Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

Оксид хрома (III) — Cr2O3 — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH)3 = HCrO2, кислотный остаток хромит: CrO2 — .

Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:

Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH — .

Основания можно разделить на растворимые в воде ( щелочи ), нерастворимые в воде, и разлагающиеся в воде .

К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:

2AgOH → Ag2O + H2O

2CuOH → Cu2O + H2O

Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH ) , с двумя – двухкислотные (Ca(OH)2) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH)3) .

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H3O + (H + ). Кислоты состоят из водорода H + и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы: одноосновные (HNO3), двухосновные (H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т.д.

По содержанию атомов кислорода кислоты бывают бескислородные ( например , соляная кислота HCl) и кислородсодержащие ( например , серная кислота H2SO4).

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.

Сильные кислоты. К ним относятся:

  • Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI . Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
  • Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H2SO4, HNO3, HClO4 и др.

Слабые кислоты . К ним относятся:

  • Слабые и растворимые кислоты : это H3PO4, CH3COOH, HF и др.
  • Летучие или неустойчивые кислоты : H2S — газ; H2CO3 — распадается на воду и оксид: H2CO3 → Н2О + СО2; H2SO3— распадается на воду и оксид: H2SO3 → H2O+ SО2↑.
  • Нерастворимые в воде кислоты : H2SiO3 и другие.

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием. Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная. Если 1 или 0 — то кислота слабая.

Например : HClO: 1-1 = 0, следовательно, кислота слабая.

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH4 + ) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания, то соли делят на средние , кислые и основные .

Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла ( например , Na2CO3, K3PO4).

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов ( например , NaHCO3, K2HPO4).

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты ( например , малахит (CuOH)2CO3).

По числу катионов и анионов соли разделяют на:

Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа ( например , хлорид кальция CaCl2).

Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа ( например , алюмокалиевые квасцы – KAl(SO4)2).

Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа ( например , хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl).

По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.

Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды ( например , декагидрат сульфата натрия Na2SO4·10 H2O).

Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]Cl2).

Помимо основных классов неорганических соединений, существуют и другие.

Например , бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭНх – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например , гидрид натрия NaH.

Летучие водородные соединения НхЭ – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например , аммиак NH3, фосфин PH3.

Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Внимательно прочитайте теорию:

Давайте рассмотрим генетические связи и генетические ряды:

1. Все вещества этого ряда должны быть образованы одним химическим элементом. Например, ряд, записанный с помощью следующих формул:

нельзя считать генетическим, так как в последнем звене элемент бром отсутствует, хотя реакция для перехода от NaBr к NaNO 3 легко осуществима:

Этот ряд мог бы считаться генетическим рядом элемента брома, если бы его завершили, например, так:

2. Вещества, образованные одним и тем же элементом, должны принадлежать к различным классам, т. е. отражать разные формы его существования.

3. Вещества, образующие генетический ряд одного элемента, должны быть связаны взаимопревращениями. По этому признаку можно различать полные и неполные генетические ряды.

Например, приведенный выше генетический ряд брома будет неполным, незавершенным. А вот следующий ряд:

уже можно рассматривать как полный: он начинается простым веществом бромом и им же заканчивается.

Обобщая сказанное выше, можно дать следующее определение генетического ряда:

Генетическим называют ряд веществ — представителей разных классов, являющихся соединениями одного химического элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ или их генезис.

Для характеристики генетической связи неорганических веществ мы рассмотрим три разновидности генетических рядов: генетический ряд элемента-металла, генетический ряд элемента-неметалла, генетический ряд элемента-металла, которому соответствуют амфотерные оксид и гидроксид.

I. Генетический рад элемента-металла. Наиболее богат веществами ряд металла, у которого проявляются разные степени окисления. В качестве примера рассмотрим генетический ряд железа со степенями окисления +2 и +3:

Напомним, что для окисления железа в хлорид железа (II) нужно взять более слабый окислитель, чем для получения хлорида железа (III):

II. Генетический ряд элемента-неметалла. Аналогично ряду металла более богат связями ряд неметалла с разными степенями окисления, например генетический ряд серы со степенями окисления +4 и +6:

Затруднение может вызвать лишь последний переход. Если вы выполняете задания такого типа, то руководствуйтесь правилом: чтобы получить простое вещество из окисленного соединения элемента, нужно взять для этой цели самое восстановленное его соединение, например летучее водородное соединение неметалла. В нашем примере:

По этой реакции в природе из вулканических газов образуется сера.

Аналогично для хлора:

III. Генетический ряд элемента-металла, которому соответствуют амфотерные оксид и гидроксид, очень богат связями, так как они проявляют в зависимости от условий то свойства кислоты, то свойства основания. Например, рассмотрим генетический ряд алюминия:

В органической химии также следует различать более общее понятие — «генетическая связь» и более частное понятие — «генетический ряд». Если основу генетического ряда в неорганической химии составляют вещества, образованные одним химическим элементом, то основу генетического ряда в органической химии (химии углеродных соединений) составляют вещества с одинаковым числом атомов углерода в молекуле.

Каждой цифре соответствует определенное уравнение реакции:

Воспользуемся возможностью повторить названия реакций, соответствующих предложенным переходам:

Восстановление оксида кальция в карбид:

Гидролиз карбида кальция:

  • Восстановление нитробензола в анилин — реакция Н. Н. Зинина:
  • Самостоятельная работа в тетради (четкую фотографию выслать на почту: apnikitina98@gmail.com в теме указав ФИ, класс):

      Запишите уравнения реакций, иллюстрирующих следующие переходы:

    Домашняя работа (сделать в тетради, посмотрю в школе, высылать не нужно)

    Запишите уравнения реакций, иллюстрирующих следующие превращения:

  • При взаимодействии 12 г предельного одноатомного спирта с натрием выделилось 2,24 л водорода (н. у.). Найдите молекулярную формулу спирта и запишите формулы возможных изомеров.
  • Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: