Классы и номенклатура химических соединений

Цель работы: ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, основаниями, кислотами и солями; способами их получения и свойствами.

Известно около 300 тысяч неорганических соединений; их можно классифицировать как по составу, так и по свойствам (функциональным признакам). По составу неорганические соединения подразделяются на двухэлементные (бинарные) и многоэлементные соединения.

К бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), галогенами (галиды - фториды, хлориды, бромиды, йодиды), серой (сульфиды), азотом (нитриды), фосфором (фосфиды), углеродом (карбиды), соединения металлов с водородом (гидриды). Названия бинарных соединений образуются из латинского корня названия более электроотрицательного элемента с окончанием «ид» и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. Например, Al2O3 - оксид алюминия, NaCl - хлорид натрия, CaC2 - карбид кальция и т.д.

Если менее электроотрицательный элемент может находиться в различных состояниях окисленности, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления: например, NO - оксид азота (II), NO2 - оксид азота (IV), FeCl3 - хлорид железа (III).

Вместо степени окисления менее электроотрицательного атома в названии бинарного соединения можно указывать греческими числительными (моно, ди, три, тетра, пента, гекса) число атомов более электроотрицательного элемента, входящих в состав соединений: например, NО - монооксид азота, NO2 - диоксид азота, FeCl3 - трихлорид железа, SF6 - гексафторид серы.

Исключением из указанных правил являются водородные соединения неметаллов, проявляющие свойства кислот; их названия образуются по правилам, принятым для кислот (см. ниже).

Среди многоэлементных соединений важную группу образуют гидроксиды, т.е. вещества, в состав которых входят гидроксильные группы ОН и которые можно рассматривать как соединения оксидов с водой. К ним относятся как основания (основные гидроксиды) - KOH, Ca(OH)2 и др., так и кислоты (кислотные гидроксиды) - HNO3, H2SO4 и др., а также вещества, способные проявлять как кислотные, так и основные свойства (амфотерные гидроксиды). Названия гидроксидов, проявляющих свойства кислот, образуются по правилам, установленным для кислот (см. ниже). Названия основных гидроксидов образуются из слова «гидроксид» и названия элемента в родительном падеже, после которого, в случае необходимости, римскими цифрами в скобках указывается степень окисления элемента. Например, NaOH - гидроксид натрия, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II).

По функциональным признакам неорганические соединения в зависимости от химических свойств подразделяются на классы. Так, оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые по свойствам относятся к солям пероксида водорода H2O2. Пероксиды образуют щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs и щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba. В пероксидах атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K2O2: K- O - O -K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому они являются сильными окислителями. Несолеобразующих оксидов немного (CO, NO, N2O), они не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют металлы в низших степенях окисления +1, +2, их гидратами являются основания. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

CaO + CO2 > CaCO3;

CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O.

Неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах больших периодов в высших степенях окисления +5, +6, +7 (V, Cr, Mn и др.), образуют кислотные оксиды, взаимодействие которых с основными оксидами и основаниями приводит к солям:

SO2 + Na2O > Na2SO3;

N2O5 + 2NaOH > 2NaNO3 + H2O.

Металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 (Sn, Pb), образуют амфотерные оксиды. Их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства, реагируя как с кислотами, так и с основаниями:

Cr2O3 + 6HCl > 2CrCl3 + 3H2O;

Cr2O3 + 2NaOH > 2NaCrO2 + H2O.

Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:

2Mg + O2 > 2MgO;4P + 5O2 > 2P2O5.

или реакцией разложения сложного вещества:

CaCO3 > CaO + CO2;

2Zn(NO3)2 > 2ZnO + 4NO2 + O2.

Другой класс неорганических соединений, выделяемый по функциональным признакам, составляют основания. Согласно теории электролитической диссоциации к ним относятся вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла и гидроксид-ионов OH?, например,

NaOH > Na+ + OH?.

Количеством гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации, определяет кислотность основания. Например, LiOH, NaOH - однокислотные основания; Ca(OH)2, Fe(OH)2 - двукислотные основания и т. д. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca(OH)2 (CaOH)+ + OH?,

(CaOH)+ Ca2+ + OH?.

Водные растворы хорошо растворимых оснований называют гидроксидами щелочных металлов. Их получают взаимодействием щелочных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2H2O > Ba(OH)2 + H2^,

Na2O + H2O > 2NaOH.

Индикаторы в растворах оснований меняют окраску: так фиолетовый лакмус приобретает синий цвет. Бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый - желтым.

Характерным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

NaOH + HCl > NaCl + H2O;

Ba(OH)2 + CO2 > BaCO3 + H2O;

2KOH +Al2O3 > 2KAlO2 + H2O.

Если основание и кислота взаимодействуют в эквивалентных отношениях, то среда становится нейтральной. Такая реакция называется реакцией нейтрализации.

Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

Cu(OH)2 CuO + H2O.

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием гидроксидов щелочных металлов на растворимые соли:

CuSO4 + 2NaOH > Cu(OH)2v + Na2SO4.

Кислоты, согласно теории электролитической диссоциации, диссоциируют в водном растворе с образованием ионов водорода Н+ (точнее ионы гидроксония Н3О+). Например,

HCl > H+ + Cl?.

Количеством катионов водорода, образующихся при диссоциации, определяет основность кислоты. Например, HCl, HNO2 - одноосновные кислоты; H2SO3, H2CO3 - двухосновные кислоты; H3PO4 - трехосновная кислота и т. д. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

> H+ + .

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, HNO3, H2SO4, H2SO3, H3PO4 и др.) и бескислородные (например, HCl, HI, H2S, HCN и др.).

Названия кислот образуют от названия кислотообразующего элемента. В случае бескислородных кислот к названию кислотообразующего элемента (или группы элементов, например, CN - циан) добавляют суффикс «о» и слово «водород»: HF - фтороводород, HCl - хлороводород, HCN - циановодород.

Названия кислородсодержащих кислот определяет степень окисления кислотообразующего элемента. Максимальной степени окисления элемента соответствует суффикс «…н(ая)» или «…ов(ая)»; например, HNO3 - азотная кислота, HClO4 - хлорная кислота, H2CrO4 - хромовая кислота. По мере понижения степени окисления суффиксы изменяются в следующей последовательности: «…оват(ая)», «…ист(ая)», «…оватист(ая)»; например, HClO3 - хлорноватая, HClO2 - хлористая, HОCl - хлорноватистая кислоты. Если элемент образует кислоты только в двух степенях окисления, то для названия кислоты, соответствующей низшей степени окисления элемента, используется суффикс «…ист(ая)»; например, HNO2 - азотистая кислота.

Если элемент, находясь в одной и той же степени окисления, образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента (HPO3 и H3PO4), то название кислоты, содержащей наименьшее число атомов кислорода, снабжается приставкой «мета», а название кислоты с наибольшим числом атомов кислорода - приставкой «орто» (HPO3 - метафосфорная кислота, H3PO4 - ортофосфорная кислота).

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то перед ее названием помещается числительная приставка «дву», например, H4P2O7 - двуфосфорная кислота, H2S2O7 - двусерная кислота.

В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый - розовым, фенолфталеин остается бесцветным.

Характерным свойством кислот является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:

2HNO3 + Cu(OH)2 > Cu(NO3)2 + 2H2O;

2HCl + CaO > CaCl2 + H2O;

H2SO4 + ZnO > ZnSO4 + H2O.

кислота оксид никель соль

Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:

P2O5 + 3H2O > 2H3PO4

или по реакции обмена соли с кислотой:

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 > 3CaSO4 + 2H3PO4.

Амфотерные гидроксиды (амфолиты) способны диссоциировать в водных растворах как по типу оснований, так и по типу кислот. В химических реакциях амфолиты проявляют как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся, например, Be(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3 и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами - как основания:

Сr(OH)3 + 3HCl > CrCl3 + 3H2O;

Сr(OH)3 + 3NaOH > Na3[Cr(OH)6].

Еще один класс неорганических соединений составляют соли, которые являются продуктом взаимодействия кислоты и основания. Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K2SO4, AlPO4. Средние соли в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:

AlPO4 + .

Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO4, Al(H2PO4)3, KHCO3.

Диссоциация кислой соли выражается уравнением:

Al(H2PO4)3 Al3+ + 3(H2PO4)?

Анион (H2PO4) ? дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Основные соли (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO4, MgOHCl, (CuOH)2SO4.

Диссоциация основной соли выражается уравнением:

AlOHSO4 (AlOH)2+ +

Катион (AlOH)2+ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.

Названия солей составляют из названия аниона кислоты в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже. При этом название аниона производят от корня латинского наименования кислотообразующего элемента. Степень окисления металла, образующего катион, указывают, если необходимо, римскими цифрами в скобках. В случае бескислородных кислот анион получает окончание «ид», например, NaBr - бромид натрия, FeS - сульфид железа (II), KCN - цианид калия.

Названия анионов кислородсодержащих кислот получают окончания и приставки в соответствии со степенью окисления кислотообразующего элемента. Высшей степени окисления («…ная» или «…овая» кислота) отвечает окончание «ат»; так, соли серной кислоты H2SO4 называются сульфатами, хромовой H2CrO4 - хроматами и т. д. Например, MgSO4 - сульфат магния, K2CrO4 - хромат калия. Более низкой степени окисления («…истая» кислота) соответствует окончание «ит»; например, соли сернистой кислоты H2SO3 - сульфиты, азотистой HNO2 - нитриты и т. д. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента («…оватистая» кислота), ее анион получает приставку «гипо» и окончание «ит». Так, Na2SO3 - сульфит натрия, KNO2 - нитрит калия, Ba(OCl)2 - гипохлорит бария, Mg(OBr)2 - гипобромит магния, K3PO2 - гипофосфит калия.

Если молекула кислоты содержит два атома кислотообразующего элемента, то к названию аниона добавляют числительную приставку «ди». Например, соли двусерной кислоты H2S2O7 называются дисульфатами, соли двуфосфорной кислоты H4P2O7 - дифосфатами. Так, Na2S2O7 - дисульфат натрия, Mg2P2O7 - дифосфат магния и т. д.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой (HMnO4), хлорной (HClO4), иодной (HIO4) кислот называют соответственно перманганатами, перхлоратами и периодатами. В связи с этим соли марганцовистой (H2MnO4), хлорноватой (HClO3) и иодноватой (HIO3) кислот носят названия манганатов, хлоратов и иодатов. Например, КMnO4 - перманганат калия, Mg(ClO4)2 - перхлорат магния, Ba(ClO3)2 - хлорат бария.

Названия важнейших кислот и их солей приведены в таблице 1.

Таблица 1 - Названия важнейших кислот и их солей

Названия кислых солей образуют так же, как и средних, но при этом добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие незамещенных атомов водорода, число которых обозначают греческими числительными (ди, три). Например, LiHCO3 - гидрокарбонат лития, Cd(HS)2 - гидросульфид кадмия, NaH2AsO4 - дигидроортоарсенат натрия, K2H2P2O7 - дигидродифосфат калия.

Названия основных солей также образуют подобно названиям средних солей, но при этом добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп в гидроксидах. Так, (AlOH)SO4 - сульфат гидроксоалюминия, MgOHCl - хлорид гидроксомагния, [Fe(OH)2]2CrO4 хромат дигидроксожелеза (III) Al(OH)2NO3 - нитрат дигидроксоалюминия.

Средние соли могут быть получены многими способами:

1) соединением металла и неметалла:

2Na + Cl2 > 2NaCl;

2) соединением основного и кислотного оксидов:

CaO + CO2 > CaCO3;

3) вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:

Zn + 2HCl > H2 + ZnCl2,

Zn + CuSO4 > ZnSO4 + Cu;

4) реакцией нейтрализации:

NaOH + HCl > NaCl + H2O;

5) реакцией обмена:

Ba(NO3)2 + Na2SO4 > BaSO4 + 2NaNO3 и др.

Кислые соли могут быть получены в кислой среде:

NaOH + H2SO4 (избыток) > NaHSO4 + H2O;

Na3PO4 + 2H3PO4 (избыток) > 3NaH2PO4

Основные соли могут быть получены в щелочной среде:

H2SO4 + 2Cu(OH)2 (избыток) > (CuOH)2SO4 + Na2SO4,

2CuSO4 + 2NaOH(недостаток) > (CuOH)2SO4 + Na2SO4.

Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли:

NaHSO4 + NaOH (избыток) > Na2SO4 + H2O,

(CuOH)2SO4 + H2SO4 (избыток) > 2CuSO4 + 2H2O.

Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком KAl(SO4)2 и смешанные соли, образованные одним металлом и разными кислотными остатками CaClOCl.