Уроки по неорганической химии для подготовки к егэ. Классификация и свойства сложных неорганических веществ

«Классификация и номенклатура неорганических соединений»

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления (– 2).

При написании формулы оксида символ элемента, образующего оксид, ставится на первое место, а кислорода – на второе. Общая формула оксидов: Эх Оу .

Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2 О2 , проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу – О– О–). Например, пероксид натрия Na2 O2 (Na–O–O–Na), а оксид натрия Na2 O (Na–O–Na). В пероксидах степень окисления кислорода равна (–1). Так, в пероксиде бария BaO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода –1.

Названия оксидов

Названия оксидов в соответствии с номенклатурными правилами образуются из слова «оксид» и названия оксидообразующего элемента в родительном падеже, например, СаО – оксид кальция, К2 О – оксид калия.

В случае, когда элемент обладает переменной степенью окисления и образует несколько оксидов, после названия этого элемента указывают его степень окисления римской цифрой в скобках, или прибегают к помощи греческих числительных (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Например,

VO – оксид ванадия (II) или монооксид ванадия;

V2 O3 – оксид ванадия (III) или триоксид диванадия; VO2 – оксид ванадия (IV) или диоксид ванадия; V2 O5 – оксид ванадия (V) или пентаоксид диванадия.

Классификация оксидов

По реакционной способности оксиды можно разделить на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды. Получение основных оксидов и их химические свойства

Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na2 O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2 .

Получение основных оксидов

1. Взаимодействие металла с кислородом. Например: 4 Li + O 2 → 2 Li2 O.

2. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, оснований. Например:

MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;

2Cu(NO3 )2 ¾¾® 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;

Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H2 O .

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой. По отношению к воде основные оксиды делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые – это оксиды щелочных металлов (Li2 O, Na2 O, K2 O, Rb2 O, Cs2 O) и щелочноземельных металлов (CaO,SrO, BaO). Растворяясь в воде, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуют растворимые в воде основания, называемые щелочами. К нерастворимым в воде относятся оксиды остальных металлов. Например:

Na2 O + H2 O → 2NaOH;

CaO + H2 O → Ca(OH)2 .

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Например: CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2 O

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными, образуя при этом соль. Например:

СаO + SO3 → CaSO4

Кислотные оксиды. Получение кислотных оксидов и их химические свойства

Кислотными называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2 , P2 O5 , SO3 являются кислотными оксидами, так как им соответствуют кислоты H2 CO3 , H3 PO4 , H2 SO4 .

Получение кислотных оксидов

1. Горение неметалла. Например: S + O 2 → SO2 ;

2. Горение сложных веществ. Например: СН 4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2 О;

3. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, гидроксидов. Например:

CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;

2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой. Большинство кислотных оксидов непосредственно реагируют с водой, образуя при этом кислоту. Исключения составляют лишь оксиды кремния (SiO2 ), теллура (TeO2 , TeO3 ), молибдена и вольфрама (MoO3 , WO3 ). Например:

СO2 + H2 O ↔ Н2 СО3

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Например: SO3 + 2 NaOH → Na2 SO4 + H2 O

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя при этом соль. Например: 3CaO + P2 O5 → Ca3 (PO4 )2

4. Летучие кислотные оксиды способны вытеснять более летучие из их солей. Например, нелетучий кислотный оксид кремния (IV) вытесняет летучий кислотный оксид СО2 из его соли СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 - .

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами.

1. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами. Например:

Al2 O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 O

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями. Например:

Al2 O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2 O Al2 O3 + 2NaOH + 3H2 O ® 2Na

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными и кислотными оксидами.

Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3

Al2 O3 + Na2 O ¾¾® 2 NaAlO2

Гидроксиды – это сложные многоэлементные химические соединения, в состав которых входят атомы какого-либо элемента, кислорода и водорода. Химический характер гидроксидов определяется свойствами соответствующих им оксидов. Поэтому гидроксиды делятся на три большие группы:

1. Гидраты кислотных оксидов, называемые кислотами, например, H 2 SO4 .

2. Гидраты основных оксидов, называемые основаниями, например, Ba(OH) 2 .

3. Гидраты амфотерных оксидов, называемые амфотерными гидроксидами, например, Be(OH) 2 .

Основания Основания – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием

катиона металла (или иона аммония NH4 + ) и гидроксогруппы ОН– . Названия оснований

Общая формула оснований: Мe(ОН)n . Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называют едким натром, гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеной известью, КОН – едким кали.

Число ОН– -групп, содержащихся в молекуле основания, определяет его кислотность. По этому признаку основания делятся на однокислотные (КОН), двухкислотные (Cu(OH)2 ), трехкислотные

(Cr(OH)3 ).

Гидроксиды, растворимые в воде, называют щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочно-

земельных металлов: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2 , Ca(OH)2 , Sr(OH)2 .

Способы получения щелочей и оснований

1. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

2Na + 2Н2 O → 2NaOH + H2 -

2. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

Na2 O + H2 O → 2NaOH

3. Щелочи можно получить электролизом водных растворов соответствующих солей (Например, гидроксид натрия можно получить электролизом раствора соли NaCl).

2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Катод: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Анод: 2 Cl– – 2e – → Cl2

4. Малорастворимые или нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия растворов соответствующих солей с растворами щелочей. Например:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2 SO4

Химические свойства оснований

Основания в большинстве случаев представляют собой твердые вещества. По отношению к воде их модно разделить на две группы: растворимые в воде – щелочи и нерастворимые в воде. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: лакмуса в синий цвет, фенолфталеина – в малиновый, метилового оранжевого – в желтый цвет.

1. Электролитические свойства оснований. Одно из наиболее характерных свойств оснований – электролитическая способность к диссоциации в жидком состоянии. При диссоциации основания образуется гидроксогруппа ОН– и основной остаток – катион.

Диссоциация оснований, содержащих одну гидроксогруппу ОН– , протекает в одну ступень:

КОН ↔ К+ + ОН– .

Основания, содержащие несколько гидроксогрупп в молекуле, диссоциируют ступенчато, с постепенным отщеплением ионов OH– .

Катион, образующийся после отщепления от молекулы гидроксида одной или несколько гидроксид-ионов, называется основным остатком. Количество основных остатков, соответствующих данному гидроксиду, равно числу гидроксогрупп OH– в составе молекулы гидроксида.

Название основного остатка образуется из русского названия металла в составе остатка с добавлением слова «ион». Если остатки содержат одну или две гидроксогруппы, к названию металла добавляются приставки «гидроксо» или «дигидроксо».

(мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены наличием гидроксид-ионов в их составе.

2. Взаимодействие с кислотами. Это реакция нейтрализации, приводящая к образованию соли

и воды:

2 NaOH + H 2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2 O.

4. Щелочи взаимодействуют с растворами солей. Данное взаимодействие осуществляется, если после реакции образуются труднорастворимые или слабые основания. Например:

2 КОН + CuSO 4 → Cu(OH)2 ¯ + K2 SO4 .

5. При нагревании нерастворимые основания разлагаются на оксид и воду. Например:

2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2 O3 + 3 H2 O.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерность гидроксидов понимается как способность плохо растворимых гидроксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от характера кислотноосновного взаимодействия. Амфотерными являются следующие гидроксиды: Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Cr(OH)3 , Be(OH)2 , Ge(OH)2 , Sn(OH)4 , Pb(OH)2 и др.

Формула амфотерного гидроксида, как правило, записывается по формуле основания Ме(ОН)n , но ее можно представить и в виде кислоты Нn MеOm . Например, Zn(OH)2 – гидроксид цинка или H2 ZnO2 – цинковая кислота; Al(OH)3 – гидроксид алюминия или НAlO2 – метаалюминиевая кислота (Н3 AlO3 – ортоалюминиевая кислота).

Химические свойства амфотерных гидроксидов

В силу своей двойственности амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

1. При взаимодействии с сильными кислотами образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.

2. При взаимодействии с сильными основаниями (щелочами) образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства и в уравнении должна быть использована его кислотная форма.

H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2 O

цинкат натрия

НAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2 O (сплавление)

метаалюминат натрия 3. С водными растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют комплексные

соединения:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Амфотерные гидроксиды – нерастворимые соединения. Получение амфотерных гидроксидов возможно лишь косвенно – путем взаимодействия щелочей с солями соответствующих металлов.

Кислоты Кислоты – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона

водорода Н+ и аниона кислотного остатка.

Названия кислот

В общем виде формула кислоты записывается как Нm Э или Нm ЭОn , где Э – кислотообразующий элемент.

По химическому составу, а именно по отсутствию или наличию атомов кислорода в молекулах, кислоты делятся на кислородсодержашие (H2 SO4 , HNO3 ) и бескислородные (H2 S, HF, HCl).

Кислоты имеют традиционные и систематические названия, составляемые по номенклатурным правилам ИЮПАК для сложных соединений.

Традиционное название кислоты складывается из двух слов. Первое слово – прилагательное с корнем от русского названия кислотообразующего элемента, второе – слово «кислота», например, серная кислота, азотная кислота. В названиях кислородосодержащих кислот для обозначения степени окисления кислотообразующего элемента используются следующие суффиксы:

– н, – ов, – ев – (высшая или любая единственная степень окисления), как HClO4 – хлорная, H2 SO4 – серная, HMnO4 – марганцовая кислота; H2 SiO3 – метакремниевая кислота.

– новат – (промежуточная степень окисления +5), как HClO 3 – хлорноватая, HIO3 – йодноватая, H2 MnO4 – марганцоватая кислота.

– овист, – ист – (промежуточная степень окисления +3, +4), как H 3 AsO3 – ортомышьяковистая

кислота; HClO2 – хлористая; HNO2 – азотистая.

– новатист – (низшая положительная степень +1), как HClO – хлорноватистая.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляют префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НРО3 – метафосфорная кислота, Н3 РО4 – ортофосфорная кислота (степень окисления фосфора равна +5).

Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой. Например: SO2 + H2 O → H2 SO3

Исключение составляют SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , которые с водой не взаимодействуют. 2. Если кислотный оксид не растворим в воде, то соответствующие им кислоты получают

косвенным путем, а именно, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:

Na2 SiO3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 SiO3 ↓

3. Бескислородные кислоты получают путем взаимодействия неметаллов с водородом с последующим растворением продуктов в воде. Например:

Н 2(г) + Cl 2(г) → 2 HCl (г)

Химические свойства кислот

Кислоты представляют собой жидкости (Н2 SO4 , HNO3 ) или твердые вещества (H3 PO4 ). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Водные растворы кислот имеют кислый вкус и изменяют цвет индикаторов: лакмусу придают красный цвет, метиловому оранжевому – розовый.

1. Электролитические свойства кислот. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, диссоцирующие в водных растворах с образованием ионов водорода Н+ , которыми обусловлены все общие свойства кислот (кислый вкус растворов, окрашивание лакмуса в красный цвет, взаимодействие с металлами и т.д.).

Число ионов водорода кислоты, способных замещаться на катионы металлов, определяет основность этой кислоты и число ступеней диссоциации. Так HCl, H2 SO4 , H3 PO4 – пример одно-, двух- и трехосновных кислот.

Диссоциация одноосновной хлороводородной кислоты HCl происходит в одну ступень: HCl ↔ H+ + Cl–

Ей соответствует один кислотный остаток – хлорид-ион Cl– .

Угольная кислота, являясь двухосновной кислотой, диссоциирует в две ступени с образованием кислотных остатков:

Ортофосфорная кислота Н3 РО4 диссоциирует в три ступени с образованием трех кислотных

Если кислотный остаток содержит один водород-ион, то к его названию прибавляется приставка «гидро», если два водородных иона– « дигидро».

2. Взаимодействие с основаниями, в результате образуется соль и вода. HCl + NaOH → NaCl + H2 O

3. Взаимодействие с основными оксидами.

2 HCl + CaO → CaCl 2 + H2 O

4. Взаимодействие с солями. Кислоты вступают в реакцию с солями, если в результате ее

образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение.

H2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Взаимодействие кислот с металлами (с образованием соли и выделением водорода).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал больше водорода, с кислотами не взаимодействуют. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой, концентрированной и разбавленной азотной кислотой водород не выделяется.

Соли Соли – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катионов

основных остатков и анионов кислотных остатков. Формулы и названия солей

Состав соли описывается формулой, в которой на первое место ставится формула катиона, а на второе – формула аниона. Названия солей образуются от названия кислотного остатка (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном падеже), входящих в состав соли. Степень окисления металла, образующего катион, указывается римскими цифрами в скобках, если это необходимо. Например, K2 S – сульфид калия, FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2 (SO4 )3 – сульфат железа (III).

Анион бескислородной кислоты имеет окончание «ид». Например, FeCl3 – хлорид железа (III). Названия кислых солей образуются также, как и средних, но при этом к названию аниона добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и.т.д. Например: Fe(HSO4 )3 – гидросульфат

железа (III), NaH2 PO4 – дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей образуются также, как и средних, но при этом к названию катиона добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие гидроксогрупп, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и.т.д. Например: (CuOH)2 CO3 – карбонат гидроксомеди (II), Fe(OH)2 Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).

Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли не содержат в молекуле ни атомов водорода, ни гидроксогрупп. Они диссоциируют практически полностью (не ступенчато), образуя катионы металла и анионы кислотного остатка:

K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–

Средние соли можно получить при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или при полном замещении гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. Например:

Zn(OH)2 + H2 SO4 → ZnSO4 + 2 H2 O

Кислые соли – это соли, кислотный остаток которых содержит в своем составе водород, например, KHS, Fe(HSO4 )3 . Такие соли диссоциируют ступенчато. Вначале (по I ступени) происходит полная диссоциация соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

KHS ↔ K+ + HS– (полная диссоциация)

Затем кислотный остаток диссоциирует в меньшей степени (частично), ступенчато отщепляя катионы водорода:

HS– ↔ H+ + S2– (частичная диссоциация)

По своим свойствам кислые соли являются промежуточными соединениями межу средними солями и кислотами. Так же, как кислоты, они обычно хорошо растворимы в воде и способны к реакции нейтрализации.

Кислые соли образуются только многоосновными кислотами в случае неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла (избыток кислоты). Например:

NaOH + H2 SO4 → NaHSO4 + H2 O

гидросульфат натрия

Одноосновные кислоты (HCl, HNO3 ) кислых солей не образуют.

Основные соли – это соли, катионы которых содержат одну или несколько гидроксогрупп,

например, (CuOH)2 CO3 , (FeOH)Cl2 .

Основные соли так же, как и кислые, диссоциируют ступенчато. По I ступени идет полная диссоциация на катионы основного остатка и анионы кислотного, а затем идет частичная диссоциация основного остатка. Например, карбонат гидроксомеди (II) полностью диссоциирует по первой ступени:

(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (полная диссоциация)

затем основный остаток частично диссоциирует как слабый электролит на ионы: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (частичная диссоциация)

Как правило, основные соли малорастворимы и при нагревании разлагаются с выделением воды.

Основные соли образуются только многокислотными основаниями в случае неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки (избыток основания). Например: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2 O

хлорид гидроксомагния

Получение солей

Средние соли могут быть получены при взаимодействии веществ:

1. металла с неметаллом. Например: Fe + S → FeS

2. металла с кислотой. Например:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 −

3 Zn + 4 H2 SO4(конц.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2 O

3. основного оксида с кислотой. Например: CuO + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O

4. кислотного оксида с основаниями. Например: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2 O

5. основания с кислотой (реакция нейтрализации). Например: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2 O

6. двух различных солей. Например:

Na2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

7. щелочей с солями. Например: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓

8. вытеснение пассивного металла из раствора его соли более активным металлом (в соответствии с рядом напряжений металлов). Например:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. взаимодействием кислотного оксида с основным. Например:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Кислые соли могут быть получены:

1. при взаимодействии снования с избытком кислоты или кислотного оксида. Например: Pb(OH)2 + 2 H2 SO4 → Pb(HSO4 )2 + 2 H2 O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3 )2

2. при взаимодействии средней соли с кислотой, кислотный остаток которой входит в состав этой соли. Например:

PbSO4 + H2 SO4 → Pb(HSO4 )2

Основные соли получаются:

1. при взаимодействии кислоты с избытком основания. Например: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2 O

2. при взаимодействии средней соли со щелочью:

Bi(NO3 )3 + 2 NaOH → Bi(OH)2 NO3 + 2 NaNO3

Кислые или основные соли образуются при гидролизе средних солей: Na2 CO3 + H2 O → NaHCO3 + NaOH

Al2 (SO4 )3 + H2 O → 2 AlOHSO4 + H2 SO4

Химические свойства солей

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Hg

2. Соли взаимодействуют со щелочами. Например:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4

3. Соли взаимодействуют с кислотами: CuSO 4 + H2 S → CuS↓ + H2 SO4

4. Многие соли взаимодействуют между собой:

CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl

При составлении химический уравнений реакций нужно помнить, что реакция протекает, если один из образующихся продуктов выпадает в виде осадка, выделяется виде газа или представляет собой малодиссоциированное соединение.

Превращение кислых и основных солей в средние

1. Взаимодействие кислой соли с гидроксидом того же металла: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O

2. Взаимодействие кислой соли с солью того же металла, но другой кислоты: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl

3. Термическое разложение кислых солей:

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2 O

4. Взаимодействие основной соли с соответствующей кислотой: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O

Степень окисления

При классификации различных веществ, составления формул химических соединений и описании их свойств используется характеристика состояния атомов элементов – степень окисления. Степень окисления – это количественная характеристика состояния атома элемента в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле химического соединения, вычисленный исходя из предположения, что все молекулы химического соединения состоят из ионов, то есть общие электронные пары переходят к наиболее электроотрицательному элементу.

Степень окисления может быть отрицательным, положительным числом или равняться нулю. Степень окисления обозначают арабскими цифрами со знаком (+) или (–) пред цифрой, и записывают над символом элемента в формуле химического соединения.

Отрицательное значение степени окисления приписывается атому, притянувшему к себе электроны, и его величина, равная числу притянутых электронов, отмечается знаком (–).

Положительное значение степени окисления определяется числом электронов оттянутых от данного атома, и отмечается знаком (+).

При вычислении степеней окисления атомов используется следующая совокупность правил:

1) в молекулах простых веществ степень окисления атома равна нулю;

2) водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), исключение составляют гидриды, в которых степень окисления водорода равна (–1);

3) кислород во всех сложных соединениях имеет степень окисления (–2), кроме OF2 и различных перекисных соединений.

4) фтор, как наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления (–1);

5) галогены в соединениях с водородом и металлами проявляют отрицательную степень окисления (–1), а с кислородом – положительную, за исключением фтора.

6) все металла в своих соединениях характеризуются только положительными степенями окисления, в том числе щелочные металлы имеют степень окисления (+1), а щелочно-земельные –

7) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду этого иона.

Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула - изображение состава вещества с помощью символов химических элементов, числовых индексов и некоторых других знаков. Химическое название - изображение состава вещества с помощью слова или группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил .

Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Элементы условно делят на металлы

Неопределенное число указывается числовой приставкой

Ca(HSO 4) 2 + Ca(OH) = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = 2CaSO 4 + 2H 2 O

Встречаются также соли, содерхащие два разных катиона: их часто называют двойными солями , например:

N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2 O

3CaO + 2H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

La 2 O 3 + 3SO 3 = La 2 (SO 4) 3

Амфотерность

(а ) 2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

(б ) 2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с кислотными гидроксидам и оксидом, образуя соответствующую соль - сульфат алюминия