Классификация неорганических веществ базируется на химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нем и в каком числовом отношении для их атомов.
Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом в периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие одновременно в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIA-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Хе и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы Не, Ne, Ar химически инертны).
Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в табл. 6.
Ниже приводятся определения (дефиниции) классов неорганических веществ, их важнейшие химические свойства и способы получения.
Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Делятся по химическому составу:
Простые вещества образованы атомами одного элемента. Делятся по химическим свойствам:
Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:
Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):
Простые вещества элементов Cu, Ag и Ni также относят к металлам, так как у их оксидов CuO, Ag 2 O, NiO и гидроксидов Cu(OH) 2 , Ni(OH) 2 преобладают основные свойства.
Неметаллы – простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , O 2 , S, N 2 , Р, С, Si.
Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.
Амфигены – амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены: Be, Cr, Zn, Аl, Sn, Pb.
Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.
Аэрогены – благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA-группы: Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.
Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:
Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Делятся по составу и химическим свойствам:
Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O +II F 2 -I и H 2 +I O 2 -I . Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S +IV Cl 2 -I O -II .
Оснoвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.
Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li 2 O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na 2 O, К 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O и ВаО получают другими способами.
Оксиды CuO, Ag 2 O и NiO также относят к основным.
Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.
Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO 2 , SeO 2 , Р 2 O 5 , As 2 O 3 , СO 2 и SiO 2 при сжигании на воздухе; оксиды Cl 2 O, Cl 2 O 7 , I 2 O 5 , SO 3 , SeO 3 , N 2 O 3 , N 2 O 5 и As 2 O 5 получают другими способами.
Исключение: у оксидов NO 2 и ClO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO 2 и ClO 2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO 2 и с водой, образуя две кислоты:
а) 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
б) 2ClO 2 + Н 2 O (хол.) = НClO 2 + НClO 3
2ClO 2 + 2NaOH (хол.) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
Оксиды CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.
Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.
Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 и РЬО; амфотерные оксиды Ga 2 O 3 , SnO и РЬO 2 получают другими способами.
Двойные оксиды образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:
(Fe II Fe 2 III)O 4 , (Рb 2 II Pb IV)O 4 , (MgAl 2)O 4 , (CaTi)O 3 .
Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.
Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.
Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О -II Н, могут содержать также кислород O -II . В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:
Оснoвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.
Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:
М 2 O + Н 2 O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)
МО + Н 2 O = М(ОН) 2 (М = Са, Sr, Ва)
Исключение: гидроксиды Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 и Ni(OH) 2 получают другими способами.
При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:
2LiOH = Li 2 O + Н 2 O
М(ОН) 2 = МО + Н 2 O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)
Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.
Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 и др.) называют щелочами, так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.
Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:
При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н + (точнее, Н 3 O +) и следующие анионы, или кислотные остатки:
Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):
Cl 2 O + H 2 O = 2HClO
Е 2 O 3 + Н 2 O = 2НЕO 2 (Е = N, As)
As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3
EO 2 + H 2 O = H 2 EO 3 (Е = С, Se)
E 2 O 5 + H 2 O = 2HEO 3 (Е = N, Р, I)
E 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 EO 4 (E = P, As)
EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)
E 2 O 7 + H 2 O = 2HEO 4 (E = Cl, Mn)
Исключение : оксиду SO 2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO 2 n Н 2 O («сернистая кислота H 2 SO 3 » не существует, но кислотные остатки HSO 3 - и SO 3 2- присутствуют в солях).
При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:
2HAsO 2 = As 2 O 3 + H 2 O
H 2 EO 3 = EO 2 + H 2 O (E = C, Si, Ge, Se)
2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O
2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O
H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O
При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H 2 SO 4 и Н 3 РO 4 в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO 3 в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):
М + H 2 SO 4 (pasб.) = MSO 4 + Н 2 ^ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)
2M + 3H 2 SO 4 (paзб.) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M = Al, Ga)
3M + 2Н 3 РO 4 (разб.) = M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M = Mg, Fe, Zn)
В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.
Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:
Be(OH) 2 Sn(OH) 2 Al(OH) 3 AlO(OH)
Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Cr(OH) 3 CrO(OH)
He образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:
Исключение: для железа(III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа(III) Fe(OH) 3 » не существует (не получен).
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.
Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).
Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей, соли, рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:
Средние соли содержат средние кислотные остатки СО 3 2- , NO 3 - , РО 4 3- , SO 4 2- и др.; например: К 2 СO 3 , Mg(NO 3) 2 , Cr 2 (SO 4) 3 , Zn 3 (PO 4) 2 .
Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль К 2 СO 3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях:
2КОН и 1Н 2 СO 3 , 1К 2 O и 1Н 2 СO 3 , 2КОН и 1СO 2 .
Реакции образования средних солей:
Основание + Кислота > Соль + Вода
1а) основный гидроксид + кислотный гидроксид >…
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 O
Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O
1б) амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид >…
2Al(ОН) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 O
Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2Н 2 O
1в) основный гидроксид + амфотерный гидроксид >…
NaOH + Al(ОН) 3 = NaAlO 2 + 2Н 2 O (в расплаве)
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O (в расплаве)
Основной оксид + Кислота = Соль + Вода
2а) основный оксид + кислотный гидроксид >…
Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 O
CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O
2б) амфотерный оксид + кислотный гидроксид >…
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O
2в) основный оксид + амфотерный гидроксид >…
Na 2 O + 2Al(ОН) 3 = 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (в расплаве)
Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + Н 2 O (в расплаве)
Основание + Кислотный оксид > Соль + Вода
За) основный гидроксид + кислотный оксид >…
2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + Н 2 O
Ва(ОН) 2 + СO 2 = ВаСO 3 + Н 2 O
3б) амфотерный гидроксид + кислотный оксид >…
2Al(ОН) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Zn(OH) 2 + N 2 O 5 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O
Зв) основный гидроксид + амфотерный оксид >…
2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + Н 2 O (в расплаве)
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + Н 2 O (в расплаве)
Основной оксид + Кислотный оксид > Соль
4а) основный оксид + кислотный оксид >…
Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 , BaO + СO 2 = ВаСO 3
4б) амфотерный оксид + кислотный оксид >…
Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 , ZnO + N 2 O 5 = Zn(NO 3) 2
4в) основный оксид + амфотерный оксид >…
Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 , Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2
Реакции 1в, если они протекают в растворе , сопровождаются образованием других продуктов - комплексных солей:
NaOH (конц.) + Al(OН) 3 = Na
КОН (конц.) + Cr(OH) 3 = К 3
2NaOH (конц.) + M(OH) 2 = Na 2 (М = Be, Zn)
КОН (конц.) + M(OH) 2 = K (М = Sn, Pb)
Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).
Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO 3 - , Н 2 РO 4 2- , HPO 4 2- и др., образуются при действии на основные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:
NaOH + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + H 2 O
Ва(ОН) 2 + 2Н 3 РO 4 (конц.) = Ва(Н 2 РO 4) 2 + 2Н 2 O
Zn(OH) 2 + Н 3 РO 4 (конц.) = ZnHPO 4 v + 2Н 2 O
PbSO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = Pb(HSO 4) 2
K 2 HPO 4 + Н 3 РO 4 (конц.) = 2КН 2 РO 4
Са(ОН) 2 + 2ЕO 2 = Са(НЕO 3) 2 (Е = С, S)
Na 2 EO 3 + ЕO 2 + H 2 O = 2NaHEO 3 (Е = С, S)
При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:
NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + Н 2 O
Pb(HSO 4) 2 + Pb(OH) 2 = 2PbSO 4 v + 2H 2 O
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO 3 = К + + HCO 3 -).
Оснoвные соли содержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2 , Cu 2 CO 3 (OH) 2 , образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:
Со(ОН) 2 + HNO 3 = CoNO 3 (OH)v + Н 2 O
2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O
2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O
Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:
CoNO 3 (OH) + HNO 3 = Co(NO 3) 2 + Н 2 O
Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2NiSO 4 + 2H 2 O
Большинство основных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:
2MgCl 2 + Н 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + СO 2 ^ + 4NaCl
Двойные соли содержат два химически разных катиона; например: CaMg(CO 3) 2 , KAl(SO 4) 2 , Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 , LiAl(SiO 3) 2 . Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:
K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6Н 2 O = K 2 Mg(SO 4) 2 6Н 2 Ov
Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.
Бинарные соединения – это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).
Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду аниона.
Примеры :
а) галогениды: OF 2 , HF, KBr, PbI 2 , NH 4 Cl, BrF 3 , IF 7
б) хальгогениды: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3 , NH 4 HS, K 2 Se, NiSe
в) нитриды: NH 3 , NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2 , AlN, Si 3 N 4
г) карбиды: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC
д) силициды: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2
е) гидриды: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4
ж) пероксидьг. H 2 O 2 , Na 2 O 2 , СаO 2
з) надпероксиды: HO 2 , КO 2 , Ва(O 2) 2
По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:
ковалентные: OF 2 , IF 7 , H 2 S, P 2 S 5 , NH 3 , H 2 O 2
ионные: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2 , CaC 2 , Na 2 O 2 , KO 2
Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 и Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .
Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных) также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:
SO 4 K 4 Na 3
Cl K 3 K 2
К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например и [№(СО) 4 ].
По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).
Бескислородные кислоты содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н + и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, НCl, HBr, HI, HCN и H 2 S, из них HF, HCN и H 2 S – слабые кислоты, а остальные – сильные.
Примеры реакций солеобразования:
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + Н 2 O
2H 2 S + Ва(ОН) 2 = Ba(HS) 2 + 2Н 2 O
2HI + Pb(OH) 2 = Pbl 2 v + 2Н 2 O
Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами НCl, НВr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):
М + 2НГ = МГ 2 + Н 2 ^ (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 6НГ = 2МГ 3 + H 2 ^ (M = Al, Ga)
Бескислородные соли образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH 4 +) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI 2 , Na 2 S, Ba(HS) 2 , NaCN, NH 4 Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.
Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F 2 , Cl 2 , Br 2 и I 2 (в общем виде Г 2) и серой S (приведены реально протекающие реакции):
2М + Г 2 = 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
M + Г 2 = МГ 2 (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)
2М + ЗГ 2 = 2МГ 3 (М = Al, Ga, Cr)
2М + S = M 2 S (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)
Исключения :
а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl 2 и Br 2 (продукты МCl 2 , МBr 2)
б) Cr и Mn реагируют с Cl 2 , Br 2 и I 2 (продукты CrCl 3 , CrBr 3 , CrI 3 и MnCl 2 , MnBr 2 , MnI 2)
в) Fe реагирует с F 2 и Cl 2 (продукты FeF 3 , FeCl 3), с Br 2 (смесь FeBr 3 и FeBr 2), с I 2 (продукт FeI 2)
г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu 2 S и CuS
Прочие бинарные соединения – все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.
Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):
а) галогениды:
S + 3F 2 = SF 6 , N 2 + 3F 2 = 2NF 3
2P + 5Г 2 = 2РГ 5 (Г = F, CI, Br)
С + 2F 2 = CF 4
Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)
б) халькогениды:
2As + 3S = As 2 S 3
2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)
E + 2S = ES 2 (E = C, Si)
в) нитриды:
3H 2 + N 2 2NH 3
6M + N 2 = 2M 3 N (M = Li, Na, K)
3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)
2Al + N 2 = 2AlN
3Si + 2N 2 = Si 3 N 4
г) карбиды:
2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)
2Be + С = Be 2 C
M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)
4Al + 3C = Al 4 C 3
д) силициды:
4Li + Si = Li 4 Si
2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)
е) гидриды:
2M + H 2 = 2MH (M = Li, Na, K)
M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)
ж) пероксиды, надпероксиды:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (сгорание на воздухе)
M + O 2 = МО 2 (М = К, Rb, Cs; сгорание на воздухе)
Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации):
РCl 5 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5НCl
SiBr 4 + 2Н 2 O = SiO 2 v + 4НBr
P 2 S 5 + 8Н 2 O = 2Н 3 РO 4 + 5H 2 S^
SiS 2 + 2Н 2 O = SiO 2 v + 2H 2 S
Mg 3 N 2 + 8H 2 O = 3Mg(OH) 2 v + 2(NH 3 H 2 O)
Na 3 N + 4H 2 O = 3NaOH + NH 3 H 2 O
Be 2 C + 4H 2 O = 2Be(OH) 2 v + CH 4 ^
MC 2 + 2H 2 O = M(OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M = Ca, Sr, Ba)
Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 v + 3CH 4 ^
MH + H 2 O = MOH + H 2 ^ (M = Li, Na, K)
MgH 2 + 2H 2 O = Mg(OH) 2 v + H 2 ^
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ^
Na 2 O 2 + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 O 2
2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M = K, Rb, Cs)
Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF 6 , NF 3 , CF 4 , CS 2 , AlN, Si 3 N 4 , SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si и Ca 2 Si.
Примеры заданий частей А, В, С1. Простые вещества – это
1) фуллерен
2. В формульных единицах продуктов реакций
Si + CF1 2 >…, Si + O 2 >…, Si + Mg >…
3. В металлсодержащих продуктах реакций
Na + Н 2 O >…, Са + Н 2 O >…, Al + НCl (р-р) >…
общая сумма числа атомов всех элементов равна
4. Оксид кальция может реагировать (по отдельности) со всеми веществами набора
1) СO 2 , NaOH, NO
2) HBr, SO 3 , NH 4 Cl
3) BaO, SO 3 , KMgCl 3
4) O 2 , Al 2 O 3 , NH 3
5. Будет протекать реакция между оксидом серы (IV) и
6. Соль МAlO 2 образуется при сплавлении
2) Al 2 O 3 и КОН
3) Al и Са(ОН) 2
4) Al 2 O 3 и Fe 2 O 3
7. В молекулярном уравнении реакции
ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…
сумма коэффициентов равна
8. Продукты реакции N 2 O 5 + NaOH >… – это
1) Na 2 O, HNO 3
3) NaNO 3 , H 2 O
4) NaNO 2 , N 2 , H 2 O
9. Набор оснований – это
1) NaOH, LiOH, ClOH
2) NaOH, Ba(OH) 2 , Cu(OH) 2
3) Ca(OH) 2 , KOH, BrOH
4) Mg(OH) 2 , Be(OH) 2 , NO(OH)
10. Гидроксид калия реагирует в растворе (по отдельности) с веществами набора
4) SO 3 , FeCl 3
11–12. Остаток, отвечающий кислоте с названием
11. Серная
12. Азотная
имеет формулу
13. Из соляной и разбавленной серной кислот не выделяет газ только металл
14. Амфотерный гидроксид – это
15-16. По заданным формулам гидроксидов
15. H 3 PO 4 , РЬ(ОН) 2
16. Cr(OH) 3 , HNO 3
выводится формула средней соли
1) РЬ 3 (РO 4) 2
17. После пропускания избытка H 2 S через раствор гидроксида бария в конечном растворе будет содержаться соль
18. Возможно протекание реакций:
1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >…
2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…
3) NaHCOg + K 2 SO 4 >…
4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >…
19. В уравнении реакции (СаOН) 2 СO 3 (т) + Н 3 РO 4 > СаНРO 4 v +…
сумма коэффициентов равна
20. Установите соответствие между формулой вещества и группой, к которой оно относится.
21. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.
22. В схеме превращений
вещества А и Б указаны в наборе
1) NaNO 3 , Н 2 O
4) HNO 3 , Н 2 O
23. Составьте уравнения возможных реакций по схеме
FeS > H 2 S + PbS > PbSO 4 > Pb(HSO 4) 2
24. Составьте уравнения четырех возможных реакций между веществами:
1) азотная кислота (конц.)
2) углерод (графит или кокс)
3) оксид кальция
Во время химических реакций из одних веществ получаются другие (не путать с ядерными реакциями, в которых один химический элемент превращается в другой).
Любая химическая реакция описывается химическим уравнением :
Реагенты → Продукты реакции
Стрелка указывает направление протекания реакции.
Например:
В данной реакции метан (СН 4) реагирует с кислородом (О 2), в результате чего образуется диоксид углерода (СО 2) и вода (Н 2 О), а точнее - водяной пар. Именно такая реакция происходит на вашей кухне, когда вы поджигаете газовую конфорку. Читать уравнение следует так: одна молекула газообразного метана вступает в реакцию с двумя молекулами газообразного кислорода, в результате получается одна молекула диоксида углерода и две молекулы воды (водяного пара).
Числа, расположенные перед компонентами химической реакции, называются коэффициентами реакции .
Химические реакции бывают эндотермическими (с поглощением энергии) и экзотермические (с выделением энергии). Горение метана - типичный пример экзотермической реакции.
Существует несколько видов химических реакций. Самые распространенные:
- реакции соединения;
- реакции разложения;
- реакции одинарного замещения;
- реакции двойного замещения;
- реакции окисления;
- окислительно-восстановительные реакции.
Реакции соединения
В реакциях соединения хотя бы два элемента образуют один продукт:
2Na (т) + Cl 2 (г) → 2NaCl (т) - образование поваренной соли.
Следует обратить внимание на существенный нюанс реакций соединения: в зависимости от условий протекания реакции или пропорций реагентов, вступающих в реакцию, - ее результатом могут быть разные продукты. Например, при нормальных условиях сгорания каменного угля получается углекислый газ:
C (т) + O 2 (г) → CO 2 (г)
Если же количество кислорода недостаточно, то образуется смертельно опасный угарный газ:
2C (т) + O 2 (г) → 2CO (г)
Реакции разложения
Эти реакции являются, как бы, противоположными по сути, реакциям соединения. В результате реакции разложения вещество распадается на два (3, 4...) более простых элемента (соединения):
- 2H 2 O (ж) → 2H 2 (г) + O 2 (г) - разложение воды
- 2H 2 O 2 (ж) → 2H 2 (г) O + O 2 (г) - разложение перекиси водорда
Реакции одинарного замещения
В результате реакций одинарного замещения, более активный элемент замещает в соединении менее активный:
Zn (т) + CuSO 4 (р-р) → ZnSO 4 (р-р) + Cu (т)
Цинк в растворе сульфата меди вытесняет менее активную медь, в результате чего образуется раствор сульфата цинка.
Степень активности металлов по возрастанию активности:
- Наиболее активными являются щелочные и щелочноземельные металлы
Ионное уравнение вышеприведенной реакции будет иметь вид:
Zn (т) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (т)
Ионная связь CuSO 4 при растворении в воде распадается на катион меди (заряд 2+) и анион сульфата (заряд 2-). В результате реакции замещения образуется катион цинка (который имеет такой же заряд, как и катион меди: 2-). Обратите внимание, что анион сульфата присутствует в обеих частях уравнения, т.е., по всем правилам математики его можно сократить. В итоге получится ионно-молекулярное уравнение:
Zn (т) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu (т)
Реакции двойного замещения
В реакциях двойного замещения происходит замещение уже двух электронов. Такие реакции еще называют реакциями обмена . Такие реакции проходят в растворе с образованием:
- нерастворимого твердого вещества (реакции осаждения);
- воды (реакции нейтрализации).
Реакции осаждения
При смешивании раствора нитрата серебра (соль) с раствором хлорида натрия образуется хлорид серебра:
Молекулярное уравнение: KCl (р-р) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (т) + KNO 3 (p-p)
Ионное уравнение: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (т) + K + + NO 3 -
Молекулярно-ионное уравнение: Cl - + Ag + → AgCl (т)
Если соединение растворимое, оно будет находиться в растворе в ионном виде. Если соединение нерастворимое, оно будет осаждаться, образовывая твердое вещество.
Реакции нейтрализации
Это реакции взаимодействия кислот и оснований, в результате которых образуются молекулы воды.
Например, реакция смешивания раствора серной кислоты и раствора гидроксида натрия (щелока):
Молекулярное уравнение: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (ж)
Ионное уравнение: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (ж)
Молекулярно-ионное уравнение:2H + + 2OH - → 2H 2 O (ж) или H + + OH - → H 2 O (ж)
Реакции окисления
Это реакции взаимодействия веществ с газообразным кислородом, находящимся в воздухе, при которых, как правило, выделяется большое количество энергии в виде тепла и света. Типичная реакция окисления - это горение. В самом начале данной страницы приведена реакция взаимодействия метана с кислородом:
CH 4 (г) + 2O 2 (г) → CO 2 (г) + 2H 2 O (г)
Метан относится к углеводородам (соединения из углерода и водорода). При реакции углеводорода с кислородом выделяется много тепловой энергии.
Окислительно-восстановительные реакции
Это реакции при которых происходит обмен электронами между атомами реагентов. Рассмотренные выше реакции, также являются окислительно-восстановительными реакциями:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - реакция соединения
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - реакция окисления
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - реакция одинарного замещения
Максимально подробно окислительно-восстановительные реакции с большим количеством примеров решения уравнений методом электронного баланса и методом полуреакций описаны в разделе
Материальный мир, в котором мы живем и крохотной частичкой которого мы являемся, един и в то же время бесконечно разнообразен. Единство и многообразие химических веществ этого мира наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, которая отражается в так называемых генетических рядах. Выделим наиболее характерные признаки таких рядов.
1. Все вещества этого ряда должны быть образованы одним химическим элементом. Например, ряд, записанный с помощью следующих формул:
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 начинался простым веществом бромом и им же закончился.
Обобщая сказанное выше, можно дать следующее определение генетического ряда.
Генетический ряд - это ряд веществ - представителей разных классов, являющихся соединениями одного химического элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ или их генезис.
Генетическая связь - понятие более общее, чем генетический ряд, который является пусть и ярким, но частным проявлением этой связи, реализующейся при любых взаимных превращениях веществ. Тогда, очевидно, под это определение подходит и первый приведенный ряд веществ.
Существует три разновидности генетических рядов:
Наиболее богат 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):
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. 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 случае:
По этой реакции в природе из вулканических газов образуется сера.
Аналогично для хлора:
3. Генетический ряд металла, которому соответствуют амфотерные оксид и гидроксид, очень богат связями, т. к. они проявляют в зависимости от условий то кислотные, то основные свойства.
Например, рассмотрим генетический ряд цинка:
Генетическая связь между классами неорганических веществ
Характерными являются реакции между представителями разных генетических рядов. Вещества из одного генетического ряда, как правило, не вступают во взаимодействия.
Например:
1. металл + неметалл = соль
Hg + S = HgS
2Al + 3I 2 = 2AlI 3
2. основной оксид + кислотный оксид = соль
Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3
CaO + SiO 2 =CaSiO 3
3. основание + кислота=соль
Cu(OH) 2 + 2HCl =CuCl 2 + 2H 2 O
FeCl 3 + 3HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + 3HCl
соль кислота соль кислота
4. металл — основной оксид
2Ca + O 2 = 2CaO
4Li + O 2 =2Li 2 O
5. неметалл — кислотный оксид
S + O 2 = SO 2
4As + 5O 2 = 2As 2 O 5
6. основной оксид — основание
BaO + H 2 O = Ba(OH) 2
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH
7. кислотный оксид — кислота
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4
SO 3 + H 2 O =H 2 SO 4
