Классы неорганических веществ. Ячейка числового типа содержит числа в диапазоне –1,67*10308-+1,67*10308 (количество значащих цифр 15).

Классы неорганических веществ

Многочисленные вещества, образованные химическими элементами, составляют важную группу неорганических соединений. К ним относятся бинарные соединения (оксиды, пероксиды, нитриды, сульфиды, галогениды и т.д.), основания, кислоты, соли. Умение отнести соединение к определенному классу в совокупности со знанием химических свойств веществ этого класса позволяет проанализировать продукты в уравнениях реакций, сознательно составлять, эти уравнения, производить по ним количественные расчеты. Знание данной главы очень важно для успешного усвоения материала последующих глав данной работы.

Для классификации неорганических соединений можно предложить два принципиально разных подхода: по количественному составу молекул; по химическим свойствам.

Все известные вещества можно разделить на две группы: простые и сложные. К простым веществам относятся такие, молекулы которых включают атомы одного элемента. К ним относятся металлы (молекулы образованы атомами d-элементов; s-элементов, кроме водорода и гелия, р-элементов, расположенных в периодической системе ниже диагонали бор-астат), неметаллы (водород, гелий и р-элементы выше диагонали бор-астат) и металлоиды (р-элементы вдоль диагонали бор-астат). При изучении этого вопроса обратите внимание на то, что в кристаллическом состоянии решетки металлов обычно металлические, неметаллов - молекулярные или атомные, а металлоидов - атомные или металлические. Имейте в виду, что один и тот же элемент может являться основой нескольких простых веществ - это явление называется аллотропией. Последняя может быть двух типов: аллотропия состава - различное количество атомов в молекуле (O₂ и O₃; S₂, S₄; S₆ и S₈; P₂ и P₄ и т.д.); аллотропия строения - соединения с различной структурой (алмаз, графит и карбин; ромбическая и моноклинная сера;α - вольфрам и β - вольфрам и т.д.). В последнее время аллотропные модификации простых веществ предлагается называть гомосоединениями, а к простым веществам относить наиболее устойчивые при 298 К и нормальном давлении гомосоединения. В этом случае к простым веществам будут относиться лишь O₂, S₈ , P₄, графит и т.д. Запомните, что среди неметаллов двухатомные молекулы простых веществ образуют H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂,I₂. Учтите, что часто встречающееся в литературе описание физических свойств металлов (высокая температура плавления, твердость, пластичность, металлический блеск) и неметаллов (низкая температура плавления, мягкость, хрупкость) очень условно и имеет такое большое количество исключений, что не может считаться закономерностью. Пожалуй лишь высокая электро-, теплопроводность и низкий потенциал ионизации могут в какой-то степени отличать металлы от неметаллов. По этим физическим характеристикам металлоиды занимают промежуточное положение. Например: металл-проводник, неметалл-диэлектрик, металлоид-полупроводник. Обратите внимание на то, что у металлоидов практически всегда есть как металлические, так и неметаллические аллотропные модификации. По химическому поведению металлы и неметаллы различаются сильнее, чем по физическим свойствам, однако и в этом случае резкую границу между ними проводить не рекомендуется. Можно со значительной достоверностью утверждать, что для металлов характерны основные (склонность образовывать катионы) и восстановительные (способность отдавать электроны) свойства, а для неметаллов - кислотные (склонность образовывать анионы) и окислительные (способность присоединять электроны) свойства. Имейте в виду, что металлы образуют катионы только в том случае, если их степень окисления меньше пяти, в противном случае они входят в состав анионов.

Неметаллы в реакциях в нейтральной и щелочной среде часто диспропорционируют, исключение составляют бор, углерод и кремний, для которых достаточно характерны восстановительные свойства. Более детально, химические свойства металлов и неметаллов будут рассмотрены в последующих главах.

В целом классификация гомосоединений может быть представлена следующей схемой.

Сложные вещества относятся к гетеросоединениям - молекула состоит из атомов нескольких элементов. Среди гетеросоединений выделяют бинарные и сложные. В бинарных молекула состоит из атомов двух элементов. К ним относятся в первую очередь оксиды, а к сложным гетеросоединениям относятся основания, кислоты и амфотерные гидроксиды. Промежуточное положение между основаниями и кислотами занимают гетерополисоединения, относящиеся к амфотерным гидроксидам. Они проявляют слабовыраженные основные и кислотные свойства. Их классификация и номенклатура ничем не отличаются от таковых для оснований. Пpи этом учитывается кислотность амфотерного гидроксида и заряд катиона, входящего в его состав.

Запомните основные способы получения амфотерных гидроксидов.

1. Взаимодействие солей со щелочами:

А1С1₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓+ 3NaCl

(AlOH)C1₂ + NaOH = A1(OH)₃↓ + NaCl.

2. Взаимодействие солей с кислотами:

Na₂[Be(OH)₄]+2HCl = Ве(ОН)₂↓ +2NaCl +2H₂O

3. Взаимный гидролиз солей:

3Na₂CO₃ +2А1С1₃ + 3Н₂O = 2А1(OН)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl

Обратите внимание, что при рассмотрении химических свойств амфотерных гидроксидов следует учитывать их слабо выраженный основной и кислотный характер.

1. Взаимодействие с кислотами:

2Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = (ZnOH)₂SO₄ + 2Н₂O

Zn(OH)₂+ Н₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Zn(HSO₄)₂ + 2H₂O

Cd(OH)₂ + H₂SiO = CdSiO₃ +2H₂O

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

2Fе(OH)₃ + 3SO₃ = Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Fе(OН)₃ + SO₃ = (FeOH)SO₃ + Н₂O

3. Взаимодействие с основаниями:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄];

Al(OH)₃ + 3NaOH_p = Na[Al(OH)₆];

Zn(OH)₂ + Mg(OH)₂ = MgZnO₂ + 2H₂O

4. Взаимодействие с основными оксидами:

СаО + 2Fе(OН)₃ = Са(FеO₂)₂ + ЗН₂O

5. Разложение амфотерных гидроксидов:

AlOH)₃ = АlOOH + H₂O

Zn(OH)₂ = ZnOH + H₂O

В отдельный класс гетеросоединений часто выделяют комплексные или координационные соединения. Следует отметить, что это недостаточно обоснованно, так как среди них встречаются соединения, которые можно отнести к классам оснований, кислот или солей. Тем не менее координационными, или комплексными, называют соединения, кристаллические решётки которых состоят из групп, образованных в результате взаимодействия ионов или молекул, способных самостоятельно существовать в растворе. Эти соединения состоят из внешней ивнутренней сферы, которые характеризуются зарядом. Внутреннею сферу образуют центральный атом (чаще всего ион металла семейства d-элементов, реже р-элементов) и лиганды, являющиеся нейтральными молекулами, анионами, реже катионами. Центральный атом характеризуется зарядом (степень окисления) и координационным числом - число σ-связей центрального атома с лигандами. Лиганд характеризуется зарядом и координационной ёмкостью (дентатностью) - число мест, которые занимает лиганд во внутренней сфере комплекса. Обратите внимание, что наиболее характерными координационными числами являются 2, 4, 6. Причём в случае заряда центрального атома +1 координационное число чаще всего равно 2, в случае +2 - равно 4 (реже 6), в случае +3 - равно 6 (реже 4), в случае +4 равно 6. К наиболее часто встречающимся монодентатным лигандам относятся: F^-, Cl^-, Вг^-, I^-, CN^-,SCN^-, OH^-, Н₂O, NH₃, CO; к бидентатным - CO₃^2-, SO₄^2-, SO₃^2-, C₂O₄^2-, N₂H₄, NH₂CH₂CH₂NH₂ (этилендиамин). Полидентатные лиганды встречаются реже.

Комплексные соединения называют следующим образом: вначале указывают анион в именительном падеже, а затем катион в родительном, у отрицательно заряжённых лигандов добавляют окончание -о, а нейтральные называют без окончаний. Кроме того, в скобках приводят заряд центрального атома, а при перечислении лигандов используют греческие числительные.

Например: K₃[Fe(CN)₆]- гексацианоферрат(III) калия, [Cu(NH₃)₄]SO₄- сульфат тетраамминмеди (II). Учтите, что если внутренняя сфера катионная, то центральный атом называют на русском языке, а если анионная, то используют латинское название с окончанием -ат.

При изучении материала этой главы обратите внимание на то, что оксиды не диссоциируют в водных растворах, а соли диссоциируют практически нацело. Деление на основания, кислоты и амфотерные гидрсксиды можно объяснить с позиций теории электролитической диссоциации. Все эти соединения включают в свой состав группировки Э-О-Н, причём энергия связи внутри группировки различна. У кислот связь C-Н слабее связи Э-О, что соответствует большей её ионности и способствует диссоциации кислоты на протоны и кислотный остаток. Например: H₃PO₄ ↔ Н⁺ + Н₂РO₄^-; H₂PO₄^- ↔ Н⁺ + НРO₄^2-; НРO₄^2- ↔ Н⁺ + РO₄^3-, образовавшиеся протоны связываются с молекулой воды с образованием иона Н₃О⁺. У оснований связь О-Н прочнее связи Э-O, поэтому при диссоциация образуются гидроксид-йоны: Са(ОН)₂ ↔ СаОН⁺ + ОН^-; СаОН⁺ ↔Са²⁺ + ОН^-. Учтите, что первая стадия диссоциации у щелочей происходит практически нацело.

Амфотерные гидроксиды в водных растворах ведут себя двояко. С одной стороны, они как и основания образуют при диссоциации гидроксид - ионы, а с другой - могут давать протоны. Имейте в виду, что при диссоциации по основному механизму они ничем не отличаются от оснований: Zn(OH)₂ ↔ ZnOH⁺ + OH^-, ZnOH⁺ ↔ Zn²⁺ + OH^-. Кислотный механизм диссоциации другой нежели у кислот: Zn(ОH)₂ + Н₂O ↔ [Zn(OH)₃]^- + H⁺, [Zn(OH)₃]^- + Н₂O ↔ [Zn(OH)₄]^2- + Н⁺.