Основные классы неорганических соединений

Классификация неорганических веществ по их химическому составу, сравнительная характеристика типов: металлические и неметаллические, простые и сложные. Качественные реакции на различные химические соединения, анализ полученных продуктов и их свойства.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 13.04.2016
Размер файла 32,8 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реферат

Основные классы неорганических соединений

Классификация неорганических веществ прошла долгий путь развития и складывалась постепенно, начиная с первых опытов алхимиков, вплоть до наших дней, когда учёные-химики получили в своё распоряжение совершенные физические приборы для исследования состава, строения и взаимодействия веществ.

Классификация неорганических веществ базируется на их химическом составе - наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нём и в каком числовом отношении для их атомов. Символы и названия химических элементов приведены в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

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 вы периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIА-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Xe и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы He, Ne, Ar химически инертны).

Основные классы неорганических веществ

Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде. Все двух- и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе - химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями).

Классификация сложных веществ первых трёх классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространённого в природе элемента - кислорода, и на самом распространённом соединении кислорода - воде.

Первый класс сложных веществ - это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (-II); их общая формула ЭхОу. К оксидам не относятся соединения кислорода с фтором (простейшее из них О-IIF2-I), а также пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О22- и О2-.

Второй класс сложных веществ - гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (НхЭОу), основные и амфотерные [M(OH)n] гидроксиды, соответствующие кислотным, основным и амфотерным оксидам.

Третий класс сложных веществ - соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, имеющие общую формулу Мх(ЭОу)n и состоящих из катионов Мn+ и анионов (кислотных остатков) ЭОух- Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона - двойными. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН - (иногда и ионов О2-) - основными солями.

Четвёртый класс сложных веществ - бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трёх классов (оксиды - гидроксиды - соли). Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (-II) и не основана на соединении такого кислорода - воде. Фактически это обширный класс сложных неорганических веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.

Неорганические вещества - соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.

Простые вещества. Образованы атомами одного элемента. По химическим свойствам делятся на металлы, неметаллы, амфигены, аэрогены.

Металлы - простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

IА-группа Li, Na, K, Rb, Cs

IIAруппа Mg, Ca, Sr, Ba

При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) - твёрдые вещества с характерным металлическим блеском. Большинство металлов имеют серебристо-белый цвет, хотя и есть исключения. Так медь - металл розово-красного цвета, золото - жёлтого. Многие физические свойства металлов изменяются в широких пределах. Например, осмий (самый тяжелый металл) имеет плотность в 42 раза большую, чем литий (самый лёгкий металл). В больших интервалах меняются температуры плавления металлов: наибольшая она у вольфрама (3420 оС), наименьшая - у ртути (-38,9оС). Взаимодействуют с неметаллами с образованием бинарных соединений, то есть веществ, состоящих из двух элементов. 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):

2М + 2Н2О = 2МОН + Н2(г) (М = Li, Na, K, Rb, Cs)

М + 2Н2о = М(ОН)2 + Н2(г) (М = Mg, Ca, Sr, Ba)

Простые вещества элементов Cu, Ag, Ni также относят к неметаллам, так как у их оксидов CuO, Ag2O, NiO и гидроксидов Cu(OH)2, Ni(OH)2 преобладают основные свойства.

Неметаллы. Простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:

VIIA-группа F2, Cl2, Br2, I2

VIA-группа O2, S, Se

VA-группа N2, P, As

IVA-группа С, Si

При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твёрдыми веществами (углерод, сера, фосфор). Неметаллы, находящиеся в твёрдом состоянии, как правило хрупкие. Характерными свойствами неметаллов являются низкие теплопроводность и электропроводность. Неметаллы образуют простые вещества, молекулы которых могут быть одноатомными (Не, Ne и другие благородные газы), двухатомными (Н2, О2, I2), многоатомными (O3, P4, S8), полимерными (Sх, Рх). 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:

VIIруппа Ве

VIБ-группа Cr

IIБ-группа Zn

IIIAруппа Al, Ga

IVAруппа Ge, 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: He, Ne, Ar, Kr, Хе, 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 электроотрицатель-ностью.

Сложные вещества. Образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам на: оксиды, гидроксиды, соли, бинарные соединения.

I. Оксиды. Оксид - это соединение какого-либо элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Оксиды делятся по составу и химическим свойствам на: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные, двойные) и несолеобразующие (пероксиды безразличные, солеобразные,).

Основные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Из типичных металлов только Li, Mg, Ca, Sr образуют оксиды Li2О, MgО, CaО, SrО при сжигании на воздухе. Оксиды Na2O, K2O, Rb2О, Cs2О и Ва2О получают другими способами. К основным оксидам относят также CuO, Ag2O и NiO. Получение основных оксидов:

1) Окисление металлов

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + О2 = 2CuО.

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na2О, К2О крайне труднодоступны.

2) Обжиг сульфидов

2СuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

неорганический химический соединение

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3) Разложение гидроксидов

Cu(OH)2 = CuO + H2O (при to)

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4) Разложение солей кислородсодержащих кислот

ВаСО3 = ВаО + СО2 (при to)

4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO4 + O2 (при to)

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

[ZnOH]2CO3 = 2ZnO + CO2 + H2O

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

ВаО + SiO2 = BaSiO3

MgО + Al2О = Mg(AlО2)2

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

СаО + Н2О = Са(ОН)2

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe (при to)

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O (при to)

Кислотные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

4P + 5О2 = 2Р2О5 (при to)

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 (при to)

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

СО2 + H2O = H2СО3

SO3 + H2O = H2SO4

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий, как ангидридов кислот - продуктов отщепления воды от соответствующих кислот => СО2 - ангидрид угольной кислоты, а SO3 - ангидрид серной кислоты. Из типичных неметаллов только S, Se, P, As, С, Si образуют оксиды SО2, SeО2, Р2О5, As2О3, СО2, и SiО2 при сжигании в воздухе. Остальные кислотные оксиды получают другими способами.

И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO2 и CIO2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO2 и CIO2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а CIO2 и с водой, образуя две кислоты:

а) 2NO2 + 2NаОН = NаNO2 + NaNO3 + Н2О

б) 2CIO2 + 2NаОН (хол.) = NаCIO2 + NаCIO3 + Н2О

2CIO2 + Н2О (хол.) = НCIO2 + НCIO3

Оксиды CrO3 и Mn2O7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, щелочами:

Р2О5 + Al2О3 = 2AlРО4 (при to)

Cа(OH)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О

Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции:

СО2 + С = 2СО

Амфотерные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Типичные амфигены (кроме Gа) при сжигании на воздухе образуют оксиды ВеО, Cr2О3, ZnО, Al2О3, GeО2, SnО2, PbО; амфотерные оксиды Ga2О3, SnО, PbО2 получают другими способами. Обладают двойственной природой: они одновременно способны вступать в реакции, в которых выступают как основные, так и как кислотные оксиды, то есть реагируют как с кислотами, так и с щелочами:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3Н2О

Al2O3 + 2NaOH + 3Н2О = 2Na [Al(OH)4]

К числу амфотерных оксидов относится оксид алюминия (III) Al2O3, оксид хрома (III) Cr2O3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (III) Fe2O3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства).

Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворённых в ней солей

Cu2+ + Н2О = Cu(OH)+ + H+

СО32- + Н2О = НСО3-- + ОН-

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:

(FeIIFe2III) O4, (Pb2IIPbIV) O4, (MgAl2) O4, (CaTi) O3

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. Несолеобразующие оксиды - это оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов). К таким оксидам относятся: СО, NO, N2O, SiO, S2О и др.

Рассмотрим несолеобразующие оксиды на примере оксида углерода (II) СО - угарного газа. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. Оксид углерода является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. Пероксиды. Щелочные металлы образуют пероксидные соединения - соединения, в которых имеются химические связи кислород - кислород. Связь О - О не прочна, поэтому пероксиды неустойчивые соединения, легко разлагающиеся. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава Ме2О2 и надпероксиды МеО2, где Ме - щелочной металл. Пероксиды щелочных металлов разлагаются водой с выделением кислорода:

2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2

Действием кислот на пероксиды щелочных металлов можно получить пероксид водорода:

Na2O2 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + H2O2

II Гидроксиды. Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН- в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона ОН - даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Гидроксиды - соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O-IIH, 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 на основные, кислотные и амфотерные.

Основные гидроксиды (основания). Образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

Ме2О + Н2О = МеОН (Ме = Li, Na, K, Rb, Cs)

МеО + Н2О = Ме(ОН)2 (Ме = Ca, Sr, Ba)

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки по правилу валентности с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Кислотные гидроксиды (кислоты). Образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

Состав

СО(ОН)2

NO2(OH)

РО(ОН)3

SO2(OH)2

Формула

Н2СО3

HNO3

Н3РО4

H2SO4

При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н+ (точнее Н3О+) и следующие анионы, или кислотные остатки:

Кислота

Н2СО3

HNO3

Н3РО4

H2SO4

Кислотные

остатки

НСО3-

СО32-

NO3-
Н2РО4-
НРО42-

РО43-

SO42-

Кислоты HNO3 и H2SO4 называются сильными, а Н2СО3 и Н3РО4 - слабыми. Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой. Исключение составляет SO2. Ему в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO2. 2О («сернистая кислота H2SO3» не существует, но кислотные остатки HSO3- и SO32 - присутствуют в солях). При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация, и образуются соответствующие кислотные оксиды. При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены по правилам валентности образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав заряд. Кислоты Н24 и Н3РО4 в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO3 в такие реакции не вступает). В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.
Амфотерные гидроксиды. Образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:
Ве(ОН)2, Sn(ОН)2, Zn(ОН)2, Pb(ОН)2, Al(ОН)3, Cr(ОН)3.
Не образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные гидроксиды:
Ме(ОН)2 = МеО + Н2О (Ме = Ве, Sn, Zn, Pb)
Ме(ОН)3 (-Н2О) - МеО(ОН) (-Н2О) - Ме2О3 (Ме = Al, Cr)
И с к л ю ч е н и е: для железа (III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа (III) Fe(ОН)3» не существует (не получен). Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных оксидов; образуют два вида солей, в которых 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).

CrII

CrIII

CrVI

Cr(ОН)2
основной

гидроксид

Cr(ОН)3, CrО(ОН)
амфотерный

гидроксид

Н2CrО4
хромовая

кислота

III Соли. Соединения, состоящие из катионов основных или амфотер-ных (в роли основных) гидроксидов и и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных срлей (см. выше), соли рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями.
Соли делятся на основные, средние, кислые, двойные.

Основные соли. Содержат гидроксогруппы ОН-, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO3(OH), Ca2SO4(OH)2, Cu2CO3(OH)2, образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:

2Cu(OH) + Н2СО3 = Cu2CO3(OH)2 + Н2О

2Ni(OH)2 + Н24 = Ni2SO4(OH)2 + Н2О

Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:

СоNO3(OH) + НNO3 = Со(NO3)2 + Н2О

Ni2SO4(OH)2 + Н2SO4 = 2NiSO4 + Н2О

Большинство основных солей малорастворимы, в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:

2MgCl2+ H2O + 2Na2CO3 = Mg2CO3(OH)2 + CO2 + 4NaCl

Кислые соли. Кислые соли содержат кислые кислотные остатки, содержащие водород, НСО3-, Н2РО4-, НРО42- Образуются при действии на основные или амфотерные или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

2NaOH + H2SO4(конц.) = NaНSO4 + Н2О

Zn(OH)2 + 2H3PO4(конц.) = ZnHPO4 + 2Н2О

При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:

NaНSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2О

Pb(HSO4)2 + Pb(OH)2 = 2PbSO4 + Н2О

Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСО3 = К+ + НСО3-)

Средние соли. Содержат средние кислотные остатки СО32-, NO3-, PO43-, SO42- и др., например К2СО3, Mg(NO3)2 и др. если средние соли плучают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах, например, соль К2СО3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях:

2КОН и 1Н2СО3, 1К2О и 1Н2СО3, 2КОН и 1СО2.

Реакции образования средних солей

а) Основной гидроксид + кислотный гидроксид = …

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О

1б) Амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид = …

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2О

1в) Основной гидроксид + амфотерный гидроксид = …

NaOH + Al(OH)3 = NaAlО2 + 2Н2О

2а) Основной оксид + кислотный гидроксид = …

Na2О + H2SO4 = Na2SO4 + Н2О

2б) Амфотерный оксид + кислотный гидроксид = …

Al2О3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3Н2О

2в) Основной оксид + амфотерный гидроксид = …

Na2О + 2Al(OH)3 = 2NaAlО2 + 3Н2О

3а) Основной гидроксид + кислотный оксид = …

2NaOH + SO3 = Na2SO4 + Н2О

3б) Амфотерный гидроксид + кислотный оксид = …

Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3Н2О

3в) Основной гидроксид + амфотерный оксид = …

2NaOH + Al2О3 = 2NaAlО2 + Н2О

Реакция 1в, если она протекает в растворе, сопровождается образованием других продуктов - комплексных солей, например,

NaOH(конц.)+ Al(OH)3 = Na [Al(OH)4]

Все средние соли в растворе - сильные электролиты (диссоциируют нацело).

Двойные соли. Двойные соли содержат два химически важных катиона; например СаMg(CO3)2, КАl(SO4)2, Fe(NH4)2(SO4)2 и др. Многие двойные соли образуются в виде кристаллогидратов при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:

К2SO4 + MgSO4 + 6H2O = К2Mg(SO4)2. 6H2O

Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями

IV Бинарные соединения. 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 прорводится по виду аниона.

П р и м е р ы:

а) галогениды: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7

б) хальгогениды: H2S, Na2S, ZnS, As2S3, NH4HS, K2Se, NiSe

в) нитриды: NH3, Li3N, Mg3N, AlN, Si3N4

г) карбиды: Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC

д) силициды: Li4Si, Mg2Si, ThSi2

е) гидриды: LiH, CaH2, AlH3, SiH4

ж) пероксиды Н2О2, Na2О2, СаО2

з) надпероксиды: НО2, КО2, Ва(О2)2

По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:

ковалентные: OF2, IF7, H2S, Р2S5, NH3, Н2О2

ионные: K2Se, Mg3N, Na2О2, СаО2, CaC2

Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами).

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). Распространённые бескислородные кислоты - это HI, HBr, HCl, HF, HCN, H2S, из них HF, HCN, H2S - слабые кислоты, остальные - сильные.

Пример реакции солеобразования:

2H2S + Ва(ОН)2 = Ва(HS)2 + 2НО2

Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода, и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами HI, HBr, HCl в разбавленном растворе и вытесняют из них водород, например,

Ве + 2HCl = ВеCl2 + Н2

2 Al + 6HI = 2AlI3 + H2

Бескислородные соли. Образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH4+) и анионами (остатками) бескислородных кислот, например, AgCl, NaF, KBr, PbI2 и др. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.

Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами - взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F2, Cl2, Br2 и I2 (в общем виде Г2) и S (приведены реально протекающие реакции):

2Me + Г2 = 2MeГ (Me = Li, K, Rb, Cs, Ag)

Me + Г2 = MeГ2 (Me = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2Me + 3Г2 = 2MeГ3 (Me = Al, Ga, Cr)

2Me + S = Me2S (Me = Li, K, Rb, Cs, Ag)

Me + S= MeS (Me = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co, Fe, Ni)

2Me + 3S = Me2S3 (Me = Al, Ga, Cr)

Размещено на Allbest.ru


Подобные документы

  • Классификация и закономерности протекания химических реакций. Переходы между классами неорганических веществ. Основные классы бинарных соединений. Оксиды, их классификация и химические свойства. Соли, их классификация, номенклатура и химические свойства.

    лекция [316,0 K], добавлен 18.10.2013

  • Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.

    лабораторная работа [15,5 K], добавлен 17.09.2013

  • Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.

    методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014

  • Сравнительная характеристика органических и неорганических химических соединений: классификация, строение молекулярной кристаллической решетки; наличие и тип химической связи между атомами; относительная молекулярная масса, распространение на планете.

    презентация [92,5 K], добавлен 11.05.2014

  • Потребность организма в микроэлементах и их биологические функции. Механизм токсичности металлов. Поступление, распределение и выведение соединений металлов. Химико-токсикологическая характеристика неорганических веществ (кислоты, щелочи, их соли).

    презентация [1,9 M], добавлен 29.01.2015

  • История открытия и технология получения никеля, места его нахождения в природе. Основные физические, химические и механические свойства никеля. Характеристика органических и неорганических соединений никеля, сферы его применения и биологическое действие.

    курсовая работа [1,2 M], добавлен 16.01.2012

  • Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

    учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

  • Комплексные соединения как обширный класс химических веществ, количество которых значительно превышает число обычных неорганических соединений. Роль геометрической изомерии в становлении и утверждении координационной теории, анализ разновидностей.

    контрольная работа [393,5 K], добавлен 12.03.2015

  • Общие принципы классификации сложных и простых неорганических веществ. Размеры атомов и их взаимосвязь с положением в периодической системе элементов. Понятие электрической диссоциации и растворы электролитов. Водородная связь и мембранные сенсоры.

    контрольная работа [138,6 K], добавлен 01.02.2011

  • Соединения элементов с кислородом. Способы получения оксидов. Взаимодействие веществ с кислородом. Определение кислоты с помощью индикаторов. Основания, растворимые в воде. Разложение кислородных солей при нагревании. Способы получения кислых солей.

    реферат [14,8 K], добавлен 13.02.2015

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.