Основные классы неорганических соединений

Неорганические вещества классифицируются по составу и по химическим свойствам. По составу неорганические вещества делятся на бинарные – состоящие только из двух элементов, и многоэлементные – состоящие из нескольких элементов. Бинарные соединения классифицируются по неметаллу, например CaH2, NaH – гидриды, CaS, FeS – сульфиды, СаС2, Al4C3 – карбиды и т. д. Многоэлементные соединения классифицируются по общему элементу, чаще всего кислороду, например: NaNO3, H2SO4, KClO4 – кислородсодержащие.

Далее будут рассмотрены четыре важнейших класса неорганических соединений: оксиды, гидроксиды металлов, (гидроксиды неметаллов относятся, как правило, к кислотам) кислоты, соли.

Оксиды

Оксидами называются бинарные соединения, содержащие кислород в степени окисления -2.

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды, например:

 

CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

MnO + H2SO4 = MnSO4 + H2O

 

В состав основных оксидов входят металлы главных подргрупп I и II групп Периодической системы (кроме бериллия), а также переходные металлы в низших степенях окисления, например СаО, К2О, MnO, FeO, CrO.

Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

 

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

 

Кислотными оксидами называются оксиды, взаимодействующие со щелочами с образованием соли и воды, например:

 

SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O

В состав кислотных оксидов входят неметаллы или переходные металлы в высших степенях окисления, например: P2O5, SiO2, CrO3, Mn2O7.

Кислотные оксиды (кроме SiO2) взаимодействуют с водой:

 

SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

 

Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют свойства основных или кислотных оксидов, т.е. образуют соли как с кислотами, так и с основаниями, например:

 

Cr2O3 + 6HCl = 2CrCl3 + 3H2O

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O

 

В состав амфотерных оксидов входят переходные металлы в промежуточных степенях окисления, металлы главной подгруппы III группы, например Cr2O3, Al2O3, MnO2. К амфотерным оксидам относятся также BeO, ZnO и PbO2. Амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

Несолеобразующие оксиды не дают реакций, характерных для солеобразующих оксидов. К ним относятся: NO, N2O, SiO, CO. Несолеобразующие оксиды могут реагировать с кислотами или щелочами, но при этом не образуются продукты, характерные для солеобразующих оксидов, например при 150oС и 1,5 Мпа СО реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли – формиата натрия:

 

СО + NaOH = HCOONa

 

Однако вода в этой реакции никогда не образуется, поэтому СО относят к несолеобразующим оксидам.

Оксиды можно получить следующими основными способами:

1. из простых веществ:

 

2Cu + O2 = CuO

S + O2 = SO2

 

2. окислением сложных веществ:

 

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

6MnO + O2 = 2Mn3O4

 

3. термическим разложением оксидов, гидроксидов, кислородсодержащих солей и кислот:

 

3MnO2 = Mn3O4 + O2

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2

H2SiO3 = SiO2 + H2O

 

Гидроксиды

Гидроксидами металлов называются вещества, содержащие ион металла и одну или несколько гидроксильных групп.

Гидроксиды делятся на основные (основания) и амфотерные. Основные гидроксиды, в свою очередь, делятся на сильные основания – щелочи, и слабые основания. В состав щелочей входят катионы щелочных и щелочноземельных металлов, например КОН, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Слабыми основаниями являются гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например Fe(OH)2, Mn(OH)2, Cu(OH)2.

Число гидроксильных групп в основании называется кислотностью основания.

Амфотерные гидроксиды включают в свой состав катионы металлов III группы Периодической системы, катионы переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3. К амфотерным также относятся Be(OH)2, Zn(OH)2.

Основные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, например:

 

Сu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

 

Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами:

 

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O

2NaOH + Fe2O3 = 2NaFeO2 + H2O

 

Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами (в этом случае они ведут себя как основания), и со щелочами (как кислоты), например:

 

Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6]

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

 

Cлабые основания и амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются:

 

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

 

Для получения слабых оснований и амфотерных гидроксидов используют реакцию их вытеснения из солей щелочами:

 

CuCl2 + 3NaOH = Cu(OH)2 + 3NaCl

Fe2(SO4)3 + 6KOH = Fe(OH)3 + 3K2SO4

 

Щелочи можно получить взаимодействием металла с водой:

 

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

 

соответствующего оксида с водой:

 

СаО + Н2О = Са(ОН)2

 

или электролизом водного раствора соли соотвествующего металла:

 

2KCl + 2H2O = 2KOH + H2 + Cl2

 

Кислоты

Кислоты реагируют с основаниями (а также с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами) с образованием солей. Например:

 

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H2SO4 + Fe(OH)2 = FeSO4 + 2H2O

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O

 

Кислоты классифицуируются по следующим признакам:

по силе (как электролиты) - на сильные (например HCl, HNO3, H2SO4) и слабые (H2S, HNO2, HCN и т.д.)

по наличию кислорода в составе кислоты - на кислородные (HClO3, H3PO4) и бескислородные (HCN, H2S). При этом элемент, входящий в состав кислородной кислоты называется кислотообразующим.

основности (т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл) на одноосновные (HCl, HNO3), двухосновные (H2SO3, H2S), трехосновные (H3PO4) и т.д.

по окислительным свойствам - на обычные кислоты, у которых в окислительно-восстановительных реакциях, например с металлами, восстанавливаются ионы водорода (например, HCl), и кислоты-окислители, у которых происходит восстановление кислотообразующего элемента (например, HNO3).

Кислоты имеют общие химические свойства:

Взаимодейcтвуют с металлами. Обычные кислоты (неокислители) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

 

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Zn + H2SO4(разб) = ZnSO4 + H2

 

Кислоты окислители могут реагировать как с металлами, расположенными в ряду напряжений левее водорода, например:

 

Zn + HNO3(разб) = Zn(NO3)2 + H2O + N2

 

Так и правее его:

 

Ag + HNO3(конц) = AgNO3 + H2O + NO2

 

Соли

Соли можно рассматривать как продукт взаимодействия основания и кислоты. При этом может происходить как полное, так и неполное замещение ионов водорода в кислоте катионами металла (или аммония) или гидроксильных групп в основании кислотными остатками.

Соли, не содержащие ионов водорода или гидроксильных групп, называются средними, например NaCl, CuSO4, Ca3(PO4)2.

Соли, содержащие ионы водорода – кислые, например: KH2PO4 – дигидрофосфат калия, NaHCO3 – гидрокарбонат натрия.

Соли, содержащие ионы гидроксила, называются основными: Mg(OH)Cl – гидроксихлорид магния, (CuOH)2CO3 – гидроксикарбонат меди (II).

Соли, содержащие два катиона, называются двойными: Fe(NH4)2(SO4)212H2O – двойной сульфат железа(II)-аммония (соль мора), KCr(SO4)212H2O – двойной сульфат хрома (III) - калия (хромокалиевые квасцы).

Соли, содержащие комплексные ионы, называются комплексными: K3[Fe(CN)6] - гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль), [Co(NH3)6]Cl2 - хлорид гесаамминокобальта (II).

Солями называются электролиты, дающие при диссоциации в водном расторе катиона металла или аммония (и водорода в случае кислых солей) и анионы кислотного остатка (и гидроксила в случае основных солей). Ионы, входящие в состав соли могут быть комплексными.

Соли реагируют с металлами, эти реакции всегда окислительно-восстановительные:

 

Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

Cu + FeCl3 = CuCl + FeCl2

 

C неметаллами, это также окислительно-восстановительные реакции:

 

S + Na2SO3 = Na2S2O3 - при кипячении

 

С водой, образуя кристаллогидраты:

CuSO4 + 5Н2О = CuSO45H2O

Na2SO4 + 10Н2О = Na2SO410H2O

 

или необратимо гидролизуясь:

 

Al2S3 + 6Н2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

 

Соли реагируют со щелочами:

 

NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O

CuCl 4 + NaOH = NaCl + Cu(OH)2

 

и кислотами:

 

K2CO3 + HCl = KCl + CO2 + H2O

NaNO3(тв) + H2SO4(конц) = NaHSO4 + HNO3 - при нагревании

Ca3(PO4)2 + H3PO4 = 3CaHPO4

 

Соли реагируют с солями:

 

NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl

 

Соли кислородных кислот при нагревании разлагаются:

 

2KClO3 = 2KCl + 3O2

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2.

40. Общие закономерности химии s -элементов: s -элементы I , II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева (физические, химические свойства, способы получения, применение, биологическая роль)

 

s-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка, включающая в себя первые два слоя s-электронов.

Данный блок включает в себя щелочные металлы, щелочноземельные металлы, водород и гелий.

Эти элементы отличаются тем, что в атомном состоянии высокоэнергичный электрон находится на s-орбитали. Исключая водород и гелий, эти электроны очень легко переходят и формируются в позитивные ионы при химической реакции. Конфигурация гелия химически весьма стабильна, следовательно, именно по этому гелий не имеет стабильных изотопов; иногда, благодаря этому свойству, его объединяют с инертными газами.

Остальные элементы, имеющие этот блок, все без исключения являются сильными восстановителями и поэтому в свободном виде в природе не встречаются. Элемент в металлическом виде может быть получен только с помощью электролиза растворенной в воде соли. Дэви Гемфри, в 1807 и 1808 году, стал первым кто отсоединил соли кислот от s-блок-металлов, за исключением лития, бериллия, рубидия и цезия. Бериллий был впервые отделен от солей независимо двумя учёными: Ф. Вулером и А. А. Бази в 1828 году, в то время как литий был сепарирован Р. Бунзеном только в 1854 году, который, после изучения рубидия, отделил его спустя 9 лет. Цезий не был выделен в чистом виде вплоть до 1881 года, после того как Карл Сеттерберг подверг электролизу цианид цезия.

Твердость элементов, имеющих s-блок, в компактном виде (при обычных условиях) может варьироваться от очень малой (все щелочные металлы — их можно разрезать ножом) до довольно высокой (бериллий). Исключая бериллий и магний, металлы очень реакционноспособны и могут быть использованы в сплавах со свинцом в малых количествах (<2 %). Бериллий и магний, ввиду их высокой стоимости, могут быть ценными компонентами для деталей, где требуется твёрдость и лёгкость. Эти металлы являются чрезвычайно важными, поскольку позволяют сэкономить средства при добыче титана, циркония, тория и тантала из их минеральных форм; могут находить своё применение как восстановители в органической химии. Опасность и хранение

Все элементы, имеющие s-оболочку, являются опасными веществами. Они пожароопасны, требуют особого пожаротушения, исключая бериллий и магний. Храниться должны в инертной атмосфере аргона или углеводородов. Бурно реагируют с водой, продуктом реакции является водород, например:

 

,

 

исключая магний, который реагирует медленно, и бериллия, который реагирует только когда его оксидная плёнка снята с помощью ртути. Литий имеет схожие свойства с магнием, так как находится, относительно периодической таблицы, рядом с магнием. Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы.

С точки зрения квантовой механики электронная конфигурация — это полный перечень одноэлектронных волновых функций, из которых с достаточной степенью точности можно составить полную волновую функцию атома (в приближении самосогласованного поля).

Вообще говоря, атом, как составную систему, можно полностью описать только полной волновой функцией. Однако такое описание практически невозможно для атомов сложнее атома водорода — самого простого из всех атомов химических элементов. Удобное приближённое описание — метод самосогласованного поля. В этом методе вводится понятие о волновой функции каждого электрона. Волновая функция всей системы записывается как надлежащим образом симметризованое произведение одноэлектронных волновых функций. При вычислении волновой функции каждого электрона поле всех остальных электронов учитывается как внешний потенциал, зависящий в свою очередь от волновых функций этих остальных электронов.

В результате применения метода самосогласованного поля получается сложная система нелинейных интегродифференциальных уравнений, которая всё ещё сложна для решения. Однако уравнения самосогласованного поля имеют вращательную симметрию исходной задачи (то есть они сферически симметричны). Это позволяет полностью классифицировать одноэлектронные волновые функции, из которых составляется полная волновая функция атома.

Для начала, как в любом центрально симметричном потенциале, волновую функцию в самосогласованном поле можно охарактеризовать квантовым числом полного углового момента l и квантовым числом проекции углового момента на какую-нибудь ось m. Волновые функции с разными значениями m соответствуют одному и тому же уровню энергии, т. е. вырождены. Также одному уровню энергии соответствуют состояния с разной проекцией спина электрона на какую-либо ось. Всего для данного уровня энергии 2(2l + 1) волновых функций. Далее, при данном значении углового момента можно перенумеровать уровни энергии. По аналогии с атомом водорода принято нумеровать уровни энергии для данного l начиная с n = l + 1. Полный перечень квантовых чисел одноэлектронных волновых функций из которых можно составить волновую функцию атома и называется электронной конфигурацией. Поскольку всё вырожденно по квантовому числу m и по спину, достаточно только указывать полное количество электронов, находящихся в состоянии с данными n, l.