классы неорганических соеденений

Федеральное агентство по образованию Томскийгосударственныйархитектурно-строительныйуниверситет

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Методические указания к лабораторной работе Составители Т.М. Южакова, О.А. Зубкова

Томск 2009

Классы неорганических соединений: методические указания / Сост. Т.М. Южакова, О.А. Зубкова. – Томск: Изд-во Том. гос. архит.-строит. ун-та, 2009. – 29 с.

Рецензент к.б.н., доцент Т.М. Южакова Редактор Е.Ю. Глотова

МетодическиеуказанияклабораторнойработеподисциплинеЕН.Ф4 «Химия» длястудентоввсехспециальностейвсехформобучения.

Печатаются по решению методического семинара кафедры химии № 2 от 11.03.09 г.

Утверждены и введены в действия проректором по учебной работе В.В. Дзюбо

с 01.09.09 до 01.09.14

Оригинал-макет подготовлен авторами.

Подписано в печать.

Формат 60×90/16. Бумага офсет. Гарнитура Таймс. Уч.-изд.л 1,52. Тираж 100 экз. Заказ №

Изд-во ТГАСУ, 634003, г. Томск, пл. Соляная, 2. Отпечатано с оригинал-макета в ООП ТГАСУ.

634003, г. Томск, ул. Партизанская, 15.

2

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Основные сведения

Воснове описания свойств любого химического элемента,

атакже форм и свойств его соединений, лежит периодическая система Д.И. Менделеева. В настоящее время ее рассматривают как классификацию атомов по строению их электронных оболочек. И химические свойства элементов зависят, главным образом, от электронов, которые образуют внешнююсферу.

По химическим свойствам элементы делятся на металлические, неметаллические, амфотерные и инертные (благородные газы). Деление это не является абсолютным, а лишь выражает основные тенденции данного вида атомов.

Элементы, на внешнем электронном слое которых имеется от одного до четырех электронов, называются металлическими. При химических превращениях атомы этих элементов отдают электроны и переходят в элементарные положительные ионы, являясь восстановителями. Восстановительная функция их может быть выражена схемой

Ме0 – nē = Меn+.

Неметаллами называются элементы, на внешнем электронном слое которых находится 4–8 электронов. Атомы этих элементов более склонны к приобретению электронов. Окислительная функция их выражается схемой

R0 + nē = Rn–.

Следует отметить, что неметаллическим элементам свойственна также восстановительная функция, хотя она выражена в меньшей степени, чем окислительная. Взаимодействие атомов сопровождается перераспределением электронной плотности и приводит к образованию новых веществ с присущим им строением и химическими свойствами. Состав образующихся химиче-

3

ских соединений отображается химическими формулами, которые составляются с учетом степеней окисленияэлементов.

Степени окисления элементов

Состав формул и образование названий химических соединений основано на знании и правильном использовании степеней окисления (синонимы: валентность, окислительное число). Степень окисления атома относится к основным понятиям химии и введена для характеристики состояния атома в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значения, которые выражают арабски-

ми цифрами со знаком (+) или (–) и ставят над символом элемента. Например: К+1, О –2 , О20.

Отрицательное значение степени окисления имеют атомы, которые приняли электроны от других атомов. Положительной степенью окисления характеризуются атомы, отдающие свои электроны другим атомам. И, наконец, нулевое значение степени окисления имеют атомы и молекулы простых веществ, например, водорода, хлора, азота (H2, Cl2, N2), так как в этом случае связующее электронное облако принадлежит обоим атомам.

Степень окисления элементов определяют исходя из того, что алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона. При этом необходимо помнить, что водород в соединениях имеет степень окисления (+1), а кислород (–2). Исключение составляют гидриды металлов NaH, CaH2 и перекиси H2O2, BaO2, в которых водород и кислород имеют степень окисления (–1). В качестве примера определим степень окисления серы в серной кислоте H2SO4. Обозначив степень окисления серы через х и умножив известные нам степени окисления водорода (+1) и кислорода (–2) на число их атомов в соединении, составим уравнение: (+1) 2 + х + (–2) 4 = 0. От-

4

сюда х = (+6). Найдем степень окисления хрома в ионе Cr2O7 –2. Сумма всех степеней окисления атомов в ионе должна быть равна заряду иона. Тогда 2х +(–2) 7 = –2. Отсюда: х = (+6).

Степени окисления элементов можно определить с помощью таблицы Д.И. Менделеева. Высшая степень окисления элемента равна номеру группы, а низшая (№ группы – 8). Например, высшая степень окисления S = +6 в SO3, а низшая ст. окисления

S= –2 в H2S.

Угалогенов существуют все степени окисления – от (+7)

до (–1), различающиеся на две единицы, т. е. (+7, +5, +3, +1, –1). В группе галогенов выделяется фтор, который имеет степень окисления только (–1).

У некоторых элементов побочных подгрупп устойчивые степени окисления следует просто запомнить. К таким элементам относятся: Cr (+6, +3); Mn (+7, +6, +4, +2); Fe (+3, +2); Cu (+2, +1); Ag (+1); Au (+3, +1); Hg (+2, +1).

Зная степень окисления элементов, составляют формулы бинарных соединений. Например, составим формулу оксида хлора, если хлор имеет степень окисления (+7), а кислород (–2). Находим наименьшее кратное чисел 2 и 7. Оно равно 14. Делим 14 на 7, получаем число атомов хлора, равное двум. Число атомов кислорода находим путем деления 14 на 2 (степень окисления кислорода). Оно равно 7. Формула оксида Cl2O7.

При составлении более сложных формул следует иметь в виду, что сумма положительных степеней окисления всегда должна быть равна сумме отрицательных степеней окисления. Например, составим формулу хромовой кислоты, зная, что хром имеет положительную степень окисления, равную (+6). Запишем состав кислоты и укажем степень окисления элементов H+1Cr+6O–2. Чтобы молекула была электронейтральной, наименьшая сумма отрицательных степеней окисления кислорода должна быть равна (–2) 4 = (–8). Следовательно, необходимо взять четыре атома кислорода и два атома водорода: H2CrO4.

5

Классы неорганических соединений

Химия занимается превращением химических веществ, поэтому для нее очень важна классификация химических соединений. Под классификацией понимают объединение разнообразных

имногочисленных соединений, обладающих сходными свойствами, в определенные группы или классы.

Все химические вещества делят на две группы: простые

исложные. Простые состоят из атомов одного элемента (Cl2, O2, Br2 и др.). В состав сложных входят два или более элемента (H2CrO4, HCl, HNO3). Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, гидроксиды (основания и кислородсодержащие кислоты), соли, классификация которых приведена в табл. 1.

Оксиды

Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород. По химическим свойствам они делятся на несолеобразующие и солеобразующие. К несолеобразующим относятся такие, которые при обычных условиях в химических реакциях солей не образуют (например, NO, N2O, CO, SiO и др.). Солеобразующими называются такие, которые взаимодействуют с кислотами или основаниями, образуя соли.

Они, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные. Характер оксида зависит от степени окисления элемента. Если степень окисления +1, +2 – оксид основного характе-

ра, +3, +4 – амфотерного, от +4 до +7 – кислотного. Исключение составляют оксиды Zn+2, Be+2, Sn+2, Pb+2.

Основные оксиды. Основными оксидами называются такие оксиды, гидратные соединения которых (соединения с водой) относятся к классу оснований.

Некоторые основные оксиды образуют основания непосредственно при взаимодействии с водой. Например,

6

Другие с водой не взаимодействуют, и соответствующие им гидроксиды получают косвенным путем:

NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH) 2 + Na2SO4.

Основные оксиды образуют только типичные металлы и неметаллы с переменной степенью окисления внизшей степени окисления.

Кислотные оксиды. Кислотными оксидами называются такие оксиды, гидратные соединения которых относятся к классу кислот. Они образуются неметаллами и переходными металлами в высших степенях окисления. Например, CO2, P2O7, SO3, Mn2O7 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты Н2CO3, Н3PO4, Н2SO4, НMnO4. Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например,

CO2 + Н2О = Н2CO3.

Некоторые кислотные оксиды с водой не взаимодействуют, однако сами они могут быть получены из соответствующих кислот, например,

H2SO3 = SO2 + Н2О.

Поэтому кислотные оксиды называют еще ангидридами соответствующих кислот. Слово «ангидрид» обозначает безводный, лишенный воды. Так SO2 – ангидрид сернистой кислоты (H2SO3).

Для установления формулы ангидрида можно идти двумя путями.

1. Отнятием воды от молекулы кислоты. Например, чтобы определить формулу ангидрида серной кислоты H2SO4, от молекулы кислоты надо отнять молекулу воды:

H2SO4 = Н2О + SO3,

SO3 – ангидрид серной кислоты.

2. Формулу ангидрида составляют по степени окисления элемента, образующего кислоту. Например, определить ангидрид азотистой кислоты (HNO2).

7

Степень окисления азота в этом соединении равна (+3). H+1NхO–22 1 + х +2 (–2) = 0 х = +3. Формула азотистого ангид-

рида N2O3.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой, т. е. в зависимости от условий они могут проявлять как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся оксиды некоторых металлов: ZnO, Al2O3, Cr2O3. С кислотами они взаимодействуют как основные оксиды:

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + Н2О.

С основаниями – как кислотные:

ZnO + 2NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4].

Получение оксидов

1. Оксиды могут быть получены непосредственным соединением простого вещества с кислородом (при различных условиях). Например,

S+O2 = SO2 ; 4К+ O2 = 2К2O.

2. Горением или окислением сложных веществ: 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2О.

3. Разложением гидратных соединений при нагревании (реакция дегидратации):

Cu(OH)2 = CuO + H2O. 4. Термическое разложение солей:

CaCO3 = CaO + CO2.

Химические свойства. Важнейшие химические свойства оксидов обусловливаютсяих отношением к кислотам и основаниям.

1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя

соли:

MgO + Н2SO4 = MgSO4+ H2O.

8

СОЛИ

9

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, также образуя соль и воду:

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O.

3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей:

СаО + СО2 = СаСО3.

Номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей окислительной электроотрицательностью с окончанием -ид и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу же после названия.

Например: Cr2O3 – оксид хрома (III), Na2О – оксид натрия, FeO – оксид железа (II), Fe2O3 – оксид железа (III), Р2О5 – оксид фосфора (V), Р2О3 – оксид фосфора (III).

Гидроксиды

Соответствующие оксидам гидратные соединения по своим химическим свойствам могут быть также кислотными, основными и амфотерными. Гидроксиды основного характера относятся к классу оснований, гидроксиды кислотного характера являются кислородсодержащими кислотами, а амфотерные гидроксиды характеризуются двойственностью свойств.

Кислоты

Кислотами называются вещества, которые в растворах или расплавах диссоциируют с образованием катионов водорода и других положительных катионов не образуют. В водных растворах ион водорода представляет собой ион гидроксония Н3О+,

10