ЧАСТЬ I. Поливинилхлоридные (хлорин), поливинилспиртовые (винол, летилан) и полиолефиновые (полиэтилен, пoлипропилен) синтетические волокна для изготовления одежных

Поливинилхлоридные (хлорин), поливинилспиртовые (винол, летилан) и полиолефиновые (полиэтилен, пoлипропилен) синтетические волокна для изготовления одежных тканей используются в незначительных количествах. Из них изготовляют плащевые и декоративные ткани, ворс искусственного меха, ковров, лечебное белье, беруши и т.п.

Классы и номенклатура химических неорганических соединений

ЧАСТЬ I

 

Методические указания к лабораторным работам по курсу «ХИМИЯ»

 

 

СОСТАВИТЕЛИ:

БЕЛОВА С.Б

ГРИШИНА Н.Д.

ГОРЛАЧЕВА Т.К.

МАМОНОВ И.М.

 

 

МОСКВА 2001

 

 

1. Основные понятия

Предметом химии как науки о веществах являются химические элементы и их соединения. Под веществами понимаются различные виды движущейся материи, обладающие массой покоя. Различают простые и сложные вещества. Простые состоят из атомов одного вида элементов, т.е. они одноэлементны. Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, т.е. они многоэлементны.

Химическим элементом называют вид атомов с определенным положительным зарядом ядра. Исходя из этого определения, простые вещества представляют собой формы существования элементов в свободном виде; каждому элементу соответствует, как правило, несколько простых веществ (аллотропных форм), которые могут отличаться по составу, например атомный кислород О, кислород О₂ и озон О₃, или по кристаллической решетке, например алмаз и графит для элемента углерод. Простые вещества могут быть одно- или многоатомными.

Сложные вещества иначе называют химическими соединениями. Этот термин означает, что вещества могут быть получены с помощью химических реакций соединения из простых веществ – химического синтеза или разделены на элементы в свободном виде (простые вещества) с помощью химических реакций разложения – химического анализа.

Пример. 2Hg + О₂ = 2HgO

простые вещества химическое соединение

Сложные вещества, образующиеся из простых веществ, не сохраняют химические свойства составляющих веществ.

Все химические элементы по их свойствам, т.е. свойствам свободных атомов и свойствам образуемых элементами простых и сложных веществ, делят на металлические и неметаллические элементы. Условно к неметаллам относят элементы He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, F, Cl, Br, I, At, O, S, Se, Te, N, P, As, C, Si, B и H, а остальные элементы считаются металлами.

К общим физическим свойствам металлов относятся высокая, электропроводность, теплопроводность и повышенная способность к пластической деформации. Металлам присущ металлический блеск и непрозрачность. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии. Основным химическим свойством металлов является сравнительная легкость отдачи валентных электронов и переход в состояние положительно заряженных ионов. В результате этого металлы в своих соединениях проявляют только положительную окисленность.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, имеют низкую теплопроводность и электропроводность. Некоторые из них при обычных условиях газообразные. Неметаллы проявляют как положительную, так и отрицательную окисленность.

Сложные вещества делят на органические и неорганические. Органическими принято называть соединения углерода; все остальные вещества называют неорганическими (иногда минеральными).

Построение химических формул и названий неорганических веществ подчиняется системе номенклатурных правил. Каждое вещество изображается формулой, отражающей его состав. В соответствии с этой формулой строится систематическое название вещества, также отражающее его состав. Кроме систематических названий для распространенных и хорошо известных веществ используются традиционные и специальные названия, не отвечающие в полной мере составу вещества, но более краткие и удобные для применения.

2. классификациЯ неорганических веществ

Неорганические вещества разделяют на классы по следующим признакам.

1) по составу: - бинарные (двухэлементные) соединения,

- многоэлементные соединения;

- кислородсодержащие соединения,

- азотсодержащие соединения и т.д.

2) По функциональным признакам (по функциям, которые химические соединения осуществляют в химических реакциях):

- кислотно-основные функции,

- окислительно-восстановительные функции и т.д.

3. БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Простейшие бинарные соединения состоят из атомов двух элементов. К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов:

1) с кислородом – оксиды,

2) галогенами (F, Cl, Br, I) - галогениды или галиды,

3) азотом – нитриды,

4) углеродом – карбиды,

5) соединения металлических элементов с водородом – гидриды.

Бинарные соединения элементов с серой называют сульфиды,селеном – селениды, теллуром – теллуриды, фосфором – фосфориды, мышьяком – арсениды, сурьмой – стибиды, кремнием – силициды.

3.1.Названия бинарных соединений

В формулах двухэлементных соединений символ менее электроотрицательного элемента (реального или условного катиона) записывают на первом месте, т.е. слева, а символ более электроотрицательного элемента[1] (реального или условного аниона) - на втором месте, т.е. справа. В названиях бинарных соединений первое слово

с окончанием - ид обозначает более электроотрицательный элемент (анион), а второе слово (в родительном падеже) отвечает менее электроотрицательному элементу (катиону). Название аниона образуется из латинского корня названия элемента, образующего анион, название катиона – из русского названия элемента, образующего катион. Так, в соединении NaCl натрий проявляетстепень окисленности+1, хлор- -1; NaCl – хлор ид ( от корня латинского названия хлора - chlorine) натрия.

Таким образом, в формулах бинарных соединений символы металлов предшествуют символам неметаллов, а из двух металлов или неметаллов слева указывается символ того элемента, который стоит в периоде Периодической системы левее, а в группе – ниже.

Название бинарных соединений имеет свои особенности в зависимости от состава соединения.

1) Если менее электроотрицательный элемент может находиться в разных окислительных состояниях, то в скобках указывается римскими цифрами степень его окисленности (после его названия).

Примеры:

Cu₂O –оксид меди (I), CO – оксид углерода (II),

CuO –оксид меди (II), CO₂ – оксид углерода (IY).

2) Можно вместо степени окисленности указывать с помощью греческих числительных приставок число атомов более электроотрицательного элемента, приходящихся на один атом менее электроотрицательного элемента.[2]

Примеры:

CO – монооксид углерода («моно» часто опускается),

CO₂ – диоксид углерода,

N₂O₅ – гемипентаоксид азота,

SF₆ – гексафторид серы.

3) Количество атомов металла и неметалла в формуле соединения указывается с помощью приставок из греческих числительных.

Примеры:

Fe₃C – карбид трижелеза,

Mg₃As₂ – диарсенид тримагния.

Исключением из указанных правил являются водородные соединения неметаллов, проявляющие свойства кислот; их названия образуются по правилам, принятым для кислот (см. 4.2.). Для распространенных водородных соединений различных элементов существуют традиционные и специальные названия:

B₂H₆ – диборан (6); H₂O – вода;

B₄H₁₀ – тетраборан (10); H₂S – сероводород;

НСN- циановодород; NH₃ – аммиак;

HF – фтороводород; PH₃ – фосфин;

HCl – хлороводород; AsH₃ – арсин;

HBr – бромоводород; SiH₄ – (моно)силан.

HI – иодоводород.

 

3.2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ ПО ФУНКЦИОНАЛЬНЫМ ПРИЗНАКАМ

По функциональным признакам оксиды подразделяются на:

I- солеобразующие (Ia-основные, Ib–кислотные, Ic- амфотерные) оксиды;

II- несолеобразующие оксиды.

Ia. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. Например:

CaO+ 2HCl=CaCl₂+H₂O.

Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания. Например, CaO+ H₂O=Ca(OH) ₂.

Ib. Кислотными называют оксиды, взаимодействующие с основаниями (или основными оксидами) с образованием солей. Например:

CO₂ + Ca(OH) ₂=CaCO ₃ +H ₂O.

Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Например, SO₃+ H₂O=H₂SO₄.

Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому иногда кислотные оксиды называют ангидридами кислот.

Ic. Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями. Например:

ZnO+2HCl=ZnCl₂ +H ₂O;

ZnO+NaOH+H ₂O=Na₂[Zn(OH)₄].

К амфотерным оксидам, кроме ZnO, относятся, например, Al₂O₃, PbO₂, Cr₂O₃, SnO, SnO₂.

II. Несолеобразующие оксиды не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N₂O, NO, СО и некоторые другие оксиды.

4. МНОГОЭЛЕМЕНТНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды - вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Гидроксиды подразделяют на:

- основные гидроксиды, которые проявляют свойства оснований (NaOH, Ba(OH)₂ и т.п.);

- кислотные гидроксиды, которые проявляют свойства кислот (HNO₃, H₃PO₄ и т.п.);

- амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства (например, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Cr(OH)₃).

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемым по функциональным признакам, относят кислоты, основания, соли.

4.1. КИСЛОТЫ

С точки зрения теории электролитической диссоциации,

кислоты – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов одного вида – катионов водорода H⁺.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

Кислота ® Катион водорода + Анион кислотного остатка

Пример.

H₂SO₄ Û 2H⁺ + SO₄^2-.

Наиболее характерное свойство кислот – их способность реагировать с основаниями, с основными и амфотерными оксидами с образованием солей. Поэтому для кислот справедливо еще одно определение:

кислота – это водородсодержащее соединение, водород которого может быть замещен на металл с образованием соли.

Пример.

Mg +H₂SO₄ =MgSO₄ + H₂ .

 

Кислоты можно классифицировать:

1) по силе - сильные (важнейшие HNO₃, H₂SO₄, HCl),

-слабые;

2) по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты:

- кислородсодержащие кислоты (HNO₃, H₃PO₄),

- бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HCN);

3) по основности (т.е. по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли):

- одноосновные (HCl,HNO₃),

- двухосновные (H₂S, H₂SO₄),

-трехосновные (H₃PO₄) и т.д.

 

4.2.НАЗВАНИЯ КИСЛОТ

Названия кислот производят от элемента, образующего кислоту.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или группы атомов, например CN- циан) суффикс – о- и окончание «водород». Например:

HCl- хлор о водород,

HCN – циан о водород.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от русского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота».

1) Если кислотообразующий элемент образует несколько кислот, находясь в разных степенях окисленности, то название кислоты составляется из прилагательного, характеризующего название кислотообразующего элемента с суффиксом, соответствующим степени окисленности элемента.

Для кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисленности, используются суффиксы – н-, - ов-.

Пример:

H₂SO₄ – сер н ая,

HClO₄ – хлор н ая,

H₃AsO₄ – мышьяк ов ая.

С понижением степени окисленности кислотообразующего элемента

используют суффиксы:

-новат: HСlO₃ – хлорн оват ая кислота,

-ист: HClO₂ – хлор ист ая кислота,

-новатист-: HClO – хлор новатист ая кислота.

Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисленности, то название кислоты, отвечающей низшей степени окисленности элемента, получает суффикс – ист-:

HNO₃ - азотная,

HNO₂- азот ист ая.

2) Если кислотообразующий элемент при одной и той же степени окисленности образует несколько кислот, отличающихся количеством атомов кислорода, то добавляются приставки:

мета-: HPO₃ – мета фосфорная кислота (наименьшее число атомов кислорода),

орто-: H₃PO₄ – орто фосфорная кислота (наибольшее число атомов кислорода).

3) Если кислотообразующий элемент при одной и той же степени окисленности образует несколько кислот, отличающихся количеством атомов основного элемента, то в название кислоты вводится греческая числительная приставка:

HBO₂ – метаборная кислота,

H₃BO₃ – ортоборная кислота,

H₂B₄O₇ – тетра борная кислота.

4.3.ОСНОВАНИЯ

С точки зрения теории электролитической диссоциации,

основания – это вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием анионов одного вида – гидроксид-ионов ОH^-.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Основание® Катион основания + Гидроксид-ион

Пример.

Na(OH)Û Na⁺ + OH^- .

Наиболее характерное свойство – их способность реагировать с кислотами, с кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей.

Примеры.

KOH+ HCl = KCl + H₂O.

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O.

2NaOH + ZnO = Na₂ZnO₂ + H₂O.

 

Основания можно классифицировать:

1) по силе -сильные (все щелочи),

-слабые (Cu(OH)₂, Fe(OH)₂);

2) по кислотности –однокислотные (LiOH, KOH),

двухкислотные (Ва(OH)₂, Fe(OH)₂) и т.д.

 

4.4.НАЗВАНИЯ ОСНОВАНИЙ

Названия составляются из слова «гидроксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если необходимо, степени окисленности элемента или приставки из греческих числительных:

LiOH – гидроксид лития,

Fe(OH)₂,- гидроксид железа (II) или ди гидроксид железа.

 

4.5. СОЛИ

С точки зрения теории электролитической диссоциации,

соли – это вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием катионов основания и анионов кислотного остатка.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

Соль ® Катион основания + Анион кислотного остатка

Примеры.

Cr₂(SO₄)₃Û 2Cr³⁺ + 3SO₄^2-.

NH₄NO₃ Û NH₄⁺ + NO₃^-.

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группы атомов, например NH₄) или как продукты замещениягидроксогрупп в основании кислотными остатками.

Классификация солей

1. Средние (или нормальные) соли – получаются при полном замещении (атомов водорода в кислоте атомами металлов или гидроксогрупп в основании кислотными остатками).

Пример.

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ +2H₂O.

CaSO₄ ( сульфат кальция ) - нормальная соль.

2. Кислые соли - получаются при неполном замещении атомов водорода в кислоте.

Пример.

KOH + H₂SO₄ = KH SO₄ + H₂O.

KH SO₄ (гидросульфат калия) – кислая соль.

Кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна или больше двух.

3. Основные соли – получаются при неполном замещении гидроксогрупп основания.

Пример.

Mg(OH)₂ + HCl = Mg(OH)Cl + H₂O.

Mg(OH)Cl (хлорид гидроксомагния) – основная соль.

Основные соли могут быть образованы только основаниями, содержащими не менее двух гидроксогрупп.

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называют двойными солями.

Пример: сульфат калия-алюминия KAl(SO₄)₂*12H₂O.

Соли, образованные одним металлом и двумя кислотами называют смешанными солями.

Пример: хлорид-гипохлорит кальция СaCl(OCl) (или CaOCl₂)– кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HOCl) кислот.

 

 

4.6.НАЗВАНИЯ СОЛЕЙ

Название солей образуется из названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном падеже.

Название аниона состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, и, при необходимости, приставки.

Название катиона состоит из русского наименования соответствующего металла или группы атомов (при необходимости указывается степень окисленности металла римскими цифрами).

4.6.1. СОЛИ БЕСКИСЛОРОДНЫХ КИСЛОТ

Анионы бескислородных кислот называются по общему для бинарных соединений правилу, т.е. получают окончание - ид.

Примеры.

NH₄F – фтор ид аммония NaCN – циан ид натрия

4.6.2. СОЛИ КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИХ КИСЛОТ

1) Соль кислородсодержащей кислоты имеет суффикс

-ат- при высшей степени окисленности кислотообразующего элемента,

- ит- при более низкой степени окисленности.

Примеры.

соли серной кислоты (H₂SO₄) – сульф ат ы

соли сернистой кислоты (H₂SO₃) – сульф ит ы

2) Если элемент образует кислоту, находясь более чем в двух окисленных состояниях, то:

-для наивысшей степени окисленности анионы кислот имеют суффикс – ат- и приставку пер-;

-для низшей степени окисленности суффикс - ит - и приставку гипо -Пример.

кислота название соответствующих солей

хлорная HClO₄ пер хлор ат ы;

хлорноватая HClO₃ хлораты;

хлористая HClO₂ хлориты;

хлорноватистая HClO гипо хлор ит ы.

3) Для солей, образованных металлами с переменной степенью окисленности, степень окисленности указывается римскими цифрами в скобках.

Пример.

FeSO₄ – сульфат железа (II);

Fe₂(SO₄)₃ – сульфат железа (III).

4) Название кислой соли имеет приставку гидро-, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода. Если незамещенных атомов два, добавляется греческая числительная приставка ди -, если три – три- и т.д.

Пример.

NaHPO₄ – гидро фосфат натрия;

Na H₂PO₄ – дигидро фосфат натрия.

5) Название основной соли имеет приставку «гидроксо», указывающую на наличие незамещенных гидроксильных групп. Если незамещенных гидроксогрупп две, добавляется греческая числительная приставка ди -, если три – три - и т.д.

Пример.

AlOHCl₂ – хлорид гидроксо алюминия;

Al(OH)₂Сl– хлорид ди гидроксо алюминия.

 

 

ЛИТЕРАТУРА

1. Глинка Н.Л. Общая химия:Учебное пособие для вузов./ Под ред. В.А.Рабиновича. Л.: Химия, 1983, 704 с.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Учебное пособие для вузов./ Под ред. В.А.Рабиновича и Х.М.Рубиной. Л.: Химия, 1985, 264 с.

3. Химия: Справ. Изд./ В.Шретер, К.-Х.Лаутеншлегер, Х.Бибрак и др.: Пер. с нем. – М.:Химия, 1989, 648 с.

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. Основные понятия………………………………………………………….3

2. Классификация неорганических веществ………………………………...4

3. Бинарные соединения………………………….…………………………..5

3.1.Названия бинарных соединений………………………………..…..5

3.2.Классификация оксидов по функциональным признакам………..7

4. Многоэлементные соединения……………………………………………8

4.1. Кислоты…………………………………………………………….9

4.2. Названия кислот……………………………………………….. 10

4.3. Основания………………………………………………………..11

4.4. Названия оснований…………………………………………….12

4.5. Соли………………………………………………………………12

4.6. Название солей ………………………………………………….14

4.6.1.Соли бескислородных кислот……………………………….14

4.6.2.Соли кислородсодержащих кислот……………..…………..14

Литература..................................................................................................……..15

 

 

Светлана Борисовна Белова

Нина Дмитриевна Гришина

Таисия Константиновна Горлачева

Игорь Михайлович Мамонов