Главная

Популярная публикация

Научная публикация

Случайная публикация

Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ




Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь, разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы отличаются характерным «металлическим» блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические, неорганические и элементоорганические (см. введение)[*]. Неорганическая химия охватывает химию всех элементов периодической системы. Свойства органических соединений существенно отличаются от свойств неорганических, а элементоорганические соединения, с учетом их специфики, занимают промежуточное положение. С классификацией органических и элементоорганических соединений удобнее познакомиться при изучении соответствующих разделов химии, посвященных этим соединениям.

Неорганические вещества разделяются на классы либо по составу (двухэлементные, или бинарные, соединения и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.), либо по химическим свойствам, т. е. по функциям (кислотно-основным, окислительно-восстановительным и т. д.), которые эти вещества осуществляют в химических реакциях, - по их функциональным признакам.

К важнейшим бинарным соединениям относятся любые соединения только двух различных элементов. Например, бинарными соединениями азота и кислорода являются: N20, NO, N2O3, NO2, N2O5; бинарные соединения меди и серы: CU2S, CuS, CuS2. В формулах бинарных соединений металлы всегда предшествуют неметаллам: SnCl2, AI3N. Если бинарное соединение образовано двумя неметаллами, то на первом месте ставится символ того элемента, который располагается левее в следующей последовательности:

 

В, Si, С, As, Р, Н, Те, Se, S, I, Br, CI, N, О, F.

 

Например СВг4, Н2О, SF6. Если бинарное соединение состоит из двух металлов, то первым указывается металл, располагающийся в большом периоде раньше (от начала периода). Если оба металла находятся в одной группе, то первым указывается элемент с большим порядковым номером. Например CuZn, АuСu3.

Бинарные соединения подразделяются на классы в зависимости от типа неметалла (табл. 1.2), а остальные бинарные соединения относят к соединениям между металлами - интерметаллидам.

 

Таблица 1.2. Классы бинарных соединений от типа неметалла

 

Класс Неметалл Пример формулы соединения Название
Галогениды F, CI, Br, I NaCl хлорид натрия
Оксиды О FeO оксид железа (II)
Халькогениды S, Se, Те ZnS сульфид цинка
Пниктогениды N, P, As Li3N нитрид лития
Гидриды Н CaH2 гидрид кальция
Карбиды С SiC карбид кремния
Силициды Si FeSi силицид железа
Бориды В Mg3B2 борид магния

Их названия образуются из латинского корня названия неметалла с окончанием «ид» и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже (табл. 1.2). Если менее электроотрицательный элемент может находиться в разных окислительных состояниях, то после его названия в скобках указывают римскими цифрами его степень окисления. Так, Cu20 - оксид меди (I), CuO - оксид меди (II), СО оксид углерода (II), С02 - оксид углерода (IV), SF6 - фторид серы (VI). Можно также вместо степени окисления указывать с помощью греческих числительных приставок (моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса- и т. д.) стехиометрический состав соединения: СО - монооксид углерода (приставку «моно» часто опускают), С02 — диоксид углерода, SF6 - гексафторид серы, Fе304 - тетраоксид трижелеза. Для отдельных бинарных соединений сохраняют традиционные названия: Н20 - вода, NH3 - аммиак, РН3 - фосфин.

Из бинарных соединений наиболее известны оксиды. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания. Например, оксид кальция СаО реагирует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)2:

 

СаО + Н20 = Са(ОН)2.

 

Оксид магния MgO - тоже основной оксид. Он малорастворим в воде, но ему соответствует основание - гидроксид магния Mg(OH)2, который можно получить из MgO косвенным путем.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Так, триоксид серы SO3 взаимодействует с водой, образуя серную кислоту H2S04:

 

S03 + H20 = H2S04.

 

Диоксид кремния Si02 - тоже кислотный оксид. Хотя он не взаимодействует с водой, ему соответствует кремниевая кислота H2Si03, которую можно получить из Si02 косвенным путем.

Один из способов получения кислотных оксидов - отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. К таким оксидам относятся, например, А120з, ZnO, Pb02, Cr203.

Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N2O, NO и некоторые другие оксиды.

Существуют вещества — соединения элементов с кислородом, которые, относясь по составу к классу оксидов, по строению и свойствам относятся к классу солей. К таким веществам принадлежат, в частности, пероксиды металлов, например, пероксид бария ВаО2. По своей природе пероксиды представляют собой соли очень слабой кислоты - пероксида (перекиси) водорода Н2О2. К солеобразным соединениям относятся и такие вещества, как Рb2О2 и Рb3O4.

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды — вещества, содержащие гидроксогруппы ОН. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ва(0Н)2 и т. п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот - HNO3, H3PO4 и другие; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(0H)2, А1(0Н)3 и т. п. Кислотные гидроксиды называются по правилам, установленным для кислот (см. ниже). Названия основных гидроксидов составляются из слова «гидроксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если необходимо, степени окисления элемента (римскими цифрами в скобках). Например, LiOH - гидроксид лития, Fe(0H)2 - гидроксид железа (II). Растворимые основные гидроксиды называются щелочами; важнейшие щелочи - гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия КОН, гидроксид кальция Са(ОН)2.

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемым по функциональным признакам, относятся кислоты, основания и соли.

Кислотами с позиций теории электролитической диссоциации называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. С точки зрения протонной теории кислот и оснований к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, т. е. быть донорами протонов. Наиболее характерное химическое свойство кислот - их способность реагировать с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

 

H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2H20;

2HN03 + FeO = Fe(N03)2 + H20;

2HC1 + ZnO = ZnCl2 + H20.

 

Кислоты классифицируют по их силе, по основности и по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - азотная HNO3, серная H2S04 и соляная НС1. По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HNO3, Н3РО4 и т. п.) и бескислородные кислоты (НС1, H2S, HCN и т. п.).

По основности, т. е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли, кислоты подразделяют на одноосновные (например, НС1, HNO3), двухосновные (H2S, H2SO4), трехосновные (Н3РО4) и т.д.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского на­звания кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например CN — циан) суффикс «о» и окончание «водород»: НС1 - хлороводород, H2Se - селеноводород, HCN - циановодород.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на «ная» или «овая», например, H2SO4 - серная кислота, НСlO4 - хлорная кислота, H3AsO4 - мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: «оватая» (НСlO3 - хлорноватая кислота), «истая» (НСlO2 - хлористая кислота), «оватистая» (НОСl - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисления элемента, получает окончание «истая» (HNCз - азотная кислота, HNO2 - азотистая кислота).

Одному и тому же кислотному оксиду (например, Р2О5) могут соответствовать несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента в молекуле (например, НРОз и Н3Р04). В подобных случаях к названию кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, добавляется приставка «мета», а к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода - приставка «орто» (НРО3 - мета-фосфорная кислота, Н3РО4 - ортофосфорная кислота). Если же молекула кислоты содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то название кислоты снабжается соответствующей греческой числительной приставкой, например, Н4Р2О7 - дифосфорная кислота, Н2В4О7 - тетраборная кислота.

Некоторые кислоты содержат в своем составе группировку атомов ─O─O─. Такие кислоты рассматриваются как производные пероксида водорода и называются пероксокислотами (старое название - надкислоты). Названия подобных кислот снабжаются приставкой «пероксо» и, если необходимо, греческой числительной приставкой, указывающей число атомов кислотообразующего элемента в молекуле кислоты; например, H2SO5 - пероксосерная кислота, H2S2O8 - пероксодисерная кислота.

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т. е. основные гидроксиды.

Наиболее характерное химическое свойство оснований — их способность взаимодействовать с кислотами (а также с кислотными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

 

КОН + НС1 = КС1 + Н2O;

Са(ОН)2 + СO2 = СаСОз + Н2O;

2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O.

 

С позиций протонной теории кислот и оснований к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, т. е. быть акцепторами протонов. С этой точки зрения к основаниям относится, например, аммиак, который, присоединяя протон, образует аммоний-ион NH4+. Подобно основным гидроксидам аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли, например:

 

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4.

 

В зависимости от числа протонов, которые может присоединить основание, различают одиокислотные основания (LiOH, КОН, NH3 и т. п.), дикислотные [Ва(ОН)2, Fe(OH)2] и т. д. По силе основания делятся на сильные и слабые; к сильным основаниям относятся все щелочи.

К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомов NH4) или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли. При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания - основные соли. Ясно, что кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна двум или больше, а основные соли - гидроксидами, содержащими не менее двух гидроксогрупп. Примеры образования солей:

 

Са(ОН)2 + H2S04 = CaS04 + 2H20,

 

CaS04 (сульфат кальция) — нормальная соль;

 

КОН + H2S04 = KHSO4 + Н20,

 

KHSO4 (гидросульфат калия) — кислая соль;

 

Mg(OH)2 + HC1 = Mg(OH)Cl + Н20,

 

Mg(OH)Cl (хлорид гидроксомагния) - основная соль.

 

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными со­лями; соли, образованные одним металлом и двумя кислотами, — смешанными солями. Примером двойной соли может служить сульфат калия-алюминия (алюмокалиевые квасцы) KA1(S04)2·12H20. К смешанным солям относится, например, хлорид-гипохлорит кальция CaCl(OCl) (или СаОСl2) - кальциевая соль соляной (НС1) и хлорноватистой (НОС1) кислот.

Согласно современным номенклатурным правилам, названия солей образуются из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже. Название аниона состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, окончания и, если необходимо, приставки (см. ниже). Для названия катиона используется русское наименование соответствующего металла или группы атомов; при этом, если необходимо, указывают (в скобках римскими цифрами) степень окисления металла.

Анионы бескислородных кислот называются по общему для бинарных соединений правилу, т. е. получают окончание «ид». Так, NH4F — фторид аммония, SnS - сульфид олова (II), NaCN - цианид натрия. Окончания названий кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления («... ная» или «... овая» кислота) применяется окончание «ат»; например, соли азотной кислоты HNO3 называются нитратами, серной кислоты H2S04 — сульфатами, хромовой кислоты Н2Сг04 — хроматами. Для более низкой степени окисления («... истая» кислота) применяется окончание «ит», так, соли азотистой кислоты HNO3 называются нитритами, сернистой кислоты Н2SОз — сульфитами. Если элемент образует кислоту, находясь в еще более низкой степени окисления («...оватистая» кислота), то название аниона этой кислоты получает приставку «гипо» и окончание «ит»; например, соли хлорноватистой кислоты НОСl называются гипохлоритами.

К названиям анионов кислот, содержащих несколько атомов кислотообразующего элемента, добавляются греческие числительные приставки, указывающие число этих атомов. Так, соли дисерной кислоты H2S2O7 называются дисульфатами, тетраборной кислоты Н2В4О7 - тетраборатами.

Названия анионов пероксокислот образуют с помощью приставки «пероксо»; соли пероксосерной кислоты H2SO5 - пероксосульфаты, соли пероксодисерной кислоты H2S2O8 - пероксодисульфаты и т. д.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой «гидро», указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; если таких атомов два или больше, то их число указывают греческими числи­тельными приставками. Так, Na2HPO4 - гидроортофосфат натрия, NaH2P04 - дигидроортофосфат натрия. Аналогично катион основной соли получает приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. На­пример, А1(ОН)Сl2 - хлорид гидроксоалюминия, Аl(OH)2Cl - хлорид дигидро-ксоалюминия.

По исторически сложившейся традиции для солей хлорной (НClO4), йодной (НIO4) и марганцовой (НМnО4) кислот применяют названия, отличающиеся от систематических: их называют соответственно перхлоратами, перйодатами и пермаганатами. Поэтому отличаются от систематических и общеупотребитель­ные названия солей хлорноватой (НС103), йодноватой (НIOз) и марганцовистой (Н2Мn04) кислот (соответственно - хлораты, йодаты и манганаты).

В табл. 1.3 приведены названия солей важнейших кислот.

Таблица 1.3. Важнейшие кислоты и их соли

Кислота Названия соответствующих нормальных солей
Название Формула    
Азотная HN03 Нитраты
Азотистая HNO2 Нитриты
Борная (ортоборная) Н3ВО3 Бораты (ортобораты)
Бромоводород НВг Бромиды
Йодоводород HI Йодиды
Кремниевая H2Si03 Силикаты
Марганцовая НМnО4 Перманганаты
Метафосфорная НРОз Метафосфаты
Мышьяковая H3AsO4 Арсенаты
Мышьяковистая H3AsO3 Арсениты
Ортофосфорная H3P04 Ортофосфаты (фосфаты)
Дифосфорная (пирофосфорная) Н4Р207 Дифосфаты (пирофосфаты)
Дихромовая H2Cr207 Дихроматы
Серная h2so4 Сульфаты
Сернистая H2SO3 Сульфиты
Угольная Н2СОз Карбонаты
Фосфористая Н3Р03 Фосфиты
Фтороводород (плавиковая кислота) HF Фториды
Хлороводород (соляная кислота) НС1 Хлориды
Хлорная НС1O4 Перхлораты
Хлорноватая НClOз Хлораты
Хлорноватистая HClO Гипохлориты
Хромовая Н2Сг04 Хроматы
Циановодород (синильная кислота) HCN Цианиды
       

Химические расчеты

Важнейшим практическим следствием атомно-молекулярного учения явилась возможность проведения химических расчетов. Эти расчеты основаны на том, что состав индивидуальных веществ можно выразить химическими формулами, a взаимодействие между веществами происходит согласно химическим уравнениям.

Расчеты по формулам. Химическая формула может дать много сведений о веществе. Прежде всего, она показывает, из каких элементов состоит данное вещество и сколько атомов каждого элемента имеется в его молекуле. Затем она позволяет рассчитать ряд величин, характеризующих данное вещество. Укажем важнейшие из этих расчетов.

Молярную массу молекул вещества вычисляют по формуле как сумму молярных масс атомов, входящих в состав молекулы вещества.

Молярную массу эквивалентов вещества вычисляют, исходя из его молярной кассы. Молярная масса эквивалентов кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты. Молярная масса эквивалентов основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла, образующего основание. Молярная масса эквивалентов соли равна ее молярной массе, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле.

Примеры.

HNОз. Молярная масса 63 г/моль. Молярная масса эквивалентов 63:1 = 63 г/моль.

H2SO4. Молярная масса 98 г/моль. Молярная масса эквивалентов 98:2 = 49 г/моль.

Са(0Н)2. Молярная масса 74 г/моль. Молярная масса эквивалентов 74:2 = 37 г/моль.

Al(S04)3. Молярная масса 342 г/моль. Молярная масса эквивалентов 342:(2х3) =

= 57 г/моль.

Подобно молярной массе эквивалентов элемента, молярная масса эквивалентов сложного вещества может иметь несколько значений, если вещество способно вступать в реакции различного типа. Так, кислая соль NaHS04 может взаимодействовать с гидроксидом натрия или с гидроксидом бария:

 

NaHS04 + NaOH = Na2S04 + H20,

NaHS04 + Ва (0Н)2 = BaS04 ↓ + NaOH + H20.

 

Одно и то же количество соли реагирует в первом случае с одним молем основания, образованного одновалентным металлом (т. е. с одним эквивалентом основания), а во втором — с одним молем основания, образованного двухвалентным металлом (т. е. с двумя эквивалентами основания). Поэтому в первом случае молярная масса эквивалентов NaHS04 равна молярной массе соли (120 г/моль), а во втором - молярной массе, деленной на два (60 г/моль).

Массовые доли элементов в сложном веществе. Обычно элементный состав вещества выражают в массовых долях, выраженных процентах. Вычислим, например, содержание магния в карбонате магния MgC03. Для этого подсчитаем молярную массу этого соединения. Она равна 24,3 + 12 + 3 16 = 84,3 г/моль. Приняв эту величину за 100%, найдем содержание магния: х = 24,3∙100/84,3 = 28,8% (масс).

Масса 1 л газа при 0°С и давлении 101,325 кПа. Один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Следовательно, масса 1 л газа при тех же условиях равна молярной массе этого газа, деленной на 22,4.

Объем, занимаемый данной массой газа. Если газ находится при 0°С и нормальном атмосферном давлении, то расчет можно произвести, исходя из молярного объема газа (22,4 л/моль). Если же газ находится при иных давлении и температуре, то вычисление объема производят по уравнению Клапейрона— Менделеева

pV = mBRT/MB.

 

По этому же уравнению нетрудно производить обратный расчет - вычислять массу данного объема газа.

Расчеты по уравнениям. Согласно атомно-молекулярному учению химическая реакция состоит в том, что частицы исходных веществ превращаются в частицы продуктов реакции. Зная состав частиц исходных веществ и продуктов реакции, можно выразить любую реакцию химическим уравнением. Написав уравнение реакции, уравнивают числа атомов в левой и правой его частях. При этом изменять формулы веществ нельзя. Уравнение достигается только правильным подбором коэффициентов, стоящих перед формулами исходных веществ и продуктов реакции.

Иногда вместо полного уравнения реакции дается только ее схема, указывающая, какие вещества вступают в реакцию и какие получаются в результате реакции. В таких случаях обычно заменяют знак равенства стрелкой: →например, схема реакции горения сероводорода имеет следующий вид:

 

Н2S + О2 → Н2О + SО2.

 

Химические уравнения используют для выполнения различных расчетов, связанных с реакциями. Напомним, что каждая формула в уравнении химической реакции изображает один моль соответствующего вещества. Поэтому, зная молярные массы веществ - участников реакции и коэффициенты в уравнении, можно найти количественные соотношения между веществами, вступающими в реакцию и образующимися в результате ее протекания. Например, уравнение

 

2NаОН + Н24 = Nа24 + 2Н2О

 

показывает, что два моля гидроксида натрия вступают во взаимодействие с одним молем серной кислоты и при этом образуется один моль сульфата натрия и два моля воды. Молярные массы участвующих в этой реакции веществ равны: МNаOH = 40 г/моль; MH2SO4= 98 г/моль; МNa2SO4 = 142 г/моль; Мн2о = 18 г/моль. Поэтому уравнение рассматриваемой реакции можно прочесть так: 80 г гидроксида натрия взаимодействуют с 98 г серной кислоты с образованием 142 г сульфата натрия и 36 г воды.

Если в реакции принимают участие вещества, находящиеся в газообразном состоянии, то уравнение реакции указывает также и на соотношения между объемами этих газов.

Пример. Сколько литров кислорода, взятого при нормальных условиях, израсходуется для сжигания одного грамма этилового спирта С2Н5ОН?

Молекулярная масса этилового спирта равна 12 ∙ 2 + 1 ∙ 5 + 16 + 1 = 46. Следователь­но, молярная масса этилового спирта равна 46 г/моль. Согласно уравнению реакции горения спирта

 

С2НбОН + 3 О2 = 2СО2 + ЗН2О

 

при сжигании одного моля спирта расходуется три моля кислорода. Иначе говоря, при сжигании 46 г спирта расходуется 22,4 ∙ 3 = 67,2 л кислорода. Следовательно, для сжигания одного грамма этилового спирта потребуется 67,2 ∙ 1/46 = 1,46 л кислорода, взятого при нормальных условиях.

 


[*] Простейшие соединения углерода (СО, С02, Н2СО3 и карбонаты, HCN и цианиды, карбиды и некоторые другие) обычно рассматриваются в курсе неорганической химии.

 






Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2024 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных