Контрольные вопросы

1.Что такое моль, молярная масса, количество вещества?

2. Какие законы используют для расчета молярных масс газов при условиях нормальных и отличных от нормальных?

3. Какой объем называют молярным? Что представляет относительная плотность одного газа по другому?

4. Эквивалент, фактор эквивалентности, закон эквивалентов, эквивалентный объем.

5.Какие формулы применяют для расчета молярных масс эквивалентов сложных веществ?

6. Что называют химическим уравнением?

7. В чем состоит закон сохранения массы? Объясните принцип решения задач на «избыток –недостаток».

3. Классы неорганических соединений

3.1. Классификация неорганических веществ

Все химические вещества подразделяют на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента (Н_2,С,Cl₂и др.), в состав сложных веществ входят атомы двух или более элементов (HCl,MgSO₄,Al(OH)₃и др.).

Выделяют четыре класса сложных неорганических веществ: оксиды, основания, кислоты и соли (рис. 3.1.1).

Подробно с классификацией неорганических веществ можно ознакомиться в соответствующих разделах этой главы. Для того чтобы правильно классифицировать вещества и, как следствие, изучать их химические свойства необходимо ознакомиться с понятием степени окисления.

3.2. Понятие о степени окисления

Степень окисления– условный заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значение, которое выражают арабскими цифрами с соответствующим знаком и располагают справа от символа элемента. Например,Al₂⁺³O₃^–2; Н₂⁰.

При определении степени окисления учитывают следующие положения:

1. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле равна нулю, в сложном ионе – заряду иона.

2. Степень окисления гидроксильной группы равна «–1» (ОН^–), водорода – «+1» (Н⁺),кислорода – «–2» (O^–2) (за исключением водорода в составе гидридов металлов и кислорода в составе перекисей. Например, в гидриде водорода (NaH) степень окисления водорода равна 1–, в перекиси водорода (Н₂O₂) степень окисления кислорода равна 1+.

При записи формулы химического соединения на первое место ставят электроположительные элементы, располагая их по мере увеличения степени окисления, в конце – электроотрицательный. Например, Na⁺₂O^2–, H⁺₂S⁶⁺O^2–₄.

3.3. Оксиды

Оксидаминазывают бинарные (состоящие из двух элементов) соединения, в которых один из элементов – кислород, причем атомы кислорода не связаны между собой и находятся в степени окисления 2–.

Оксиды бывают солеобразующие- им соответствуют соли, которые образуются при взаимодействии этих оксидов с кислотами и щелочами; инесолеобразующие (безразличные, индифферентные) им не соответствуют соли (N₂O,NO,CO), обычно это соли неметаллов в низших степенях окисления.

Солеобразующие оксиды по составу и химическим свойствам делятся на основные,кислотныеиамфотерные.

Основные – оксиды металлов в невысоких степенях окисления (1+ и 2+), которые реагируют с кислотами, образуя соли (К₂О,MgO).

Кислотные– оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления (больше 4+), которые реагируют со щелочами, образуя соли (СО₂, Р₂О₅). Кислотные оксиды называют такжеангидридами, так как при взаимодействии с водой они образуют соответствующие кислоты.

Амфотерные оксидыобразуют некоторые металлы, проявляющие степень окисления +2 (Be,Zn,Sn,Pb) и металлы, степень окисления которых +3, +4 (Al,Cr,Mnи др.). Понятие «амфотерность» означает двойственность свойств, т.е. способность проявлять свойства и основных и кислотных оксидов в зависимости от свойств химического «партнера».При этом, если «партнер» проявляет кислотные свойства, то реагирующий с ним амфотерный оксид выступает в противоположном качестве – в качестве основного оксида и наоборот.

Номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре названия оксидов составляют из слова «оксид» и русского названия элемента, образующего оксид, в родительном падеже.

Таблица 3.3.1 Химические свойства оксидов	Взаимодействие с водой	образуется кислота: SO3 + H2O = H2SO4 CO2 + H2O = H2CO3	образуется основание: Na2О + Н2О = 2NaOH BaO + H2O = Ba(OH)2	Не взаимодействуют
	Взаимодействие с основаниями	с образованием соли и воды: CO2 + 2KOH = K2CO3+ H2O SO3 + 2KOH = K2SO4+ H2O	Не взаимодействуют	с образованием соли и воды: ZnO+2KOH=H2O+K2ZnO2 (цинкат калия); Al(OH)3 + NaOH = H2O+ + NaAlO2 (алюминат натрия)
	Взаимодействие с кислотами	Не взаимодействуют	с образованием соли и воды: K2O+ H2SO4 = K2SO4 + H2O CaO + 2HCl = CaCl2 + H2	с образованием соли и воды: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + + 3H2O
	Оксиды	Кислотные	Основные	Амфотерные

Если элемент образует несколько оксидов, то после названия оксида в скобках указывается степень окисления этого элемента. Например, MgO – оксид магния; MnO₂ – оксид марганца (IV); Mn₂O₇ – оксид марганца (VII).

Реакции взаимодействия оксидов с кислотами, основаниями и водой приведены в табл. 3.3.1.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотными образуя соли:

MgO+CO₂ →MgCO₃;Na₂O+Cl₂O₇ → 2NaClO₄.

Получить оксиды можно несколькими способами.

1. Соединение простого вещества с кислородом (как правило, при нагревании):

С + О₂ =CO₂; 2Mg+ О₂ = 2MgO.

2. Термическое разложение соответствующих кислот, оснований, неустойчивых солей:

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O; H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O;

CaCO₃ = CaO + CO₂; 2Pb(NO₃)₂ = 2PbO + 4NO₂ + O₂.

3. Действием кислоты или щелочи на соответствующую соль (если оксиду соответствует неустойчивая кислота или неустойчивое основание):

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑; (кислотный оксид);

2AgNO₃ + 2NaOH = 2NaNO₃ + H₂O + Ag₂O↓ (основный оксид).