Основные классы неорганических соединений

 

Реферат

 

На тему:

 

«Основные классы неорганических соединений»

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                                                  

 

 

 

 

 

 

 

 

                                                                                                     

 

 

  

 

Содержание:

 

 

1. Введение……………………………………………………3 стр.                                    
2. Основные классы неорганических веществ…………..3 стр.
3. Простые вещества………………………………………...4 стр.
4. Оксиды……………………………………………………..5 стр.
5. Гидроксиды………………………………………………..8 стр.
6. Соли………………………………………………………...10 стр.
7. Бинарные соединения……………………………………12 стр.
8. Список литературы………………………………………14 стр.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение. Классификация неорганических соединений 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 соединений 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 химичес-кими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.

Простые вещества. Образованы атомами одного элемента. По химичес-ким 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 (–38,9оС). 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:

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   

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: