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 Э_хО_у. 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 О₂^2- и О₂^-.

Второй класс сложных веществ - гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Н_хЭО_у), 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 М_х(ЭО_у)_n и состоящих из катионов Мⁿ⁺ и анионов (кислотных остатков) ЭО_у^х- 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 О^2-) - 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

IIA-группа 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 (-38,9^оС). 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 + Н_2(г) (М = Li, Na, K, Rb, Cs)

М + 2Н₂о = М(ОН)₂ + Н_2(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 (S_х, Р_х). 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:

VII-группа Ве

VIБ-группа Cr

IIБ-группа Zn

IIIA-группа Al, Ga

IVA-группа 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 t^o)

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4) Разложение солей кислородсодержащих кислот

ВаСО₃ = ВаО + СО₂ (при t^o)

4FeSO₄ = 2Fe₂O₃ + 4SO₄ + O₂ (при t^o)

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 t^o)

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O (при t^o)

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 t^o)

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂ (при t^o)

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 t^o)

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⁺

СО₃^2- + 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:

(Fe^IIFe₂^III) O₄, (Pb₂^IIPb^IV) 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. nН₂О («сернистая кислота H₂SO₃» не существует, но кислотные остатки HSO₃- и SO₃^{2 -} 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 Н₂SО₄ 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 + Н₂SО₄ = 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^-, НРО₄^2- 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 + H₂SO_4(конц.) = NaНSO₄ + Н₂О

Zn(OH)₂ + 2H₃PO_4(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 СО₃^2-, NO₃^-, PO₄^3-, SO₄^2- 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