Классификация и номенклатура неорганических веществ
Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике – химическом составе, который показывает атомы элементов, образующих данное вещество, в их числовом отношении. Если вещество состоит из атомов одного химического элемента, т.е. является формой существования этого элемента в свободном виде, то его называют простым веществом; если же вещество состоит из атомов двух или большего числа элементов, то его называют сложным веществом. Все простые вещества (кроме одноатомных) и все сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическим связями. Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула – изображение состава вещества с помощью индексов и некоторых других знаков. Химическое название – изображение состава вещества с помощью слова и группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил. Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И.Менделеева. Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIА группы (благородные газы) и VIIА группы (галогены), элементы VIА группы (кроме полония), элементы азот, фосфор и мышьяк (VA группа), углерод, кремний (IVA группа), бор (IIIA группа), а также водород. Остальные элементы относятся к металлам. При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов вводят корни их латинских наименований:
Например, карбонат, манганат, оксид, сульфид, силикат. Названия простых веществ состоят из одного слова – наименования химического элемента с числовой приставкой, например:
РИСУНОК – Классификация неорганических соединений
Неопределённое число указывается числовой приставкой n - поли. Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как O3 – озон, P4 – белый фосфор. Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных или реальных катионов) и электроотрицательной (условных или реальных анионов) составляющих, например, CuSO4 (здесь Cu2+ - реальный катион, SO42- - реальный анион) и PCl3 (здесь P3+ - условный катион, Cl- - условный анион). Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов – названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например:
Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведёнными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком. Для распространённых моногоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия:
Для небольшого числа хорошо известных веществ также используют специальные названия:
1.1. Кислотные и основные гидроксиды Гидроксиды – тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента E (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы OH; общая формула гидроксидов E(OH)n, где n=1÷6. Форма гидроксидов E(OH)n называется орто -формой; при n>2 гидроксид может находиться также в мета -форме, включающей кроме атомов E и групп OH ещё атомы кислорода O, например E(OH)3 и EO(OH), E(OH)4 и EO(OH)2, E(OH)6 и EO2(OH)2. Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и осн о вные гидроксиды. Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находятся в мета- форме, причём атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например, H2SO4, HNO3, H2CO3, а не SO2(OH)2, NO2(OH) и CO(OH)2. Общая формула кислотных гидроксидов – HxEOy, где электроотрицательную составляющую EOyx- называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка. Названия распространённых кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием «ая» и группового слова «кислота». Степень окисления кислотообразующего элемента E обозначается суффиксом в названии кислоты: а) – н, - ов, - ев – для высшей и любой единственной степени окисления; б) – новат – для промежуточной степени окисления (+5); в) – овист или – ист – для промежуточных степеней окисления (+3) или (+4); г) – новатист – для низшей положительной степени окисления (+1). Например: HIO4 – йодная кислота, т.к. степень окисления йода +7 – высшая (йод находится в седьмой группе Периодической системы); HIO3 – йодноватая кислота; HIO2 – йодистая кислота; HIO – йодноватистая кислота. Приведём формулы и собственные названия распространённых кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):
Менее распространённые кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например: H4I2O9 – нонаоксодииодат (VII) водорода H2XeO4 – тетраоксоксенонат (VI) водорода H2(PHO3) – триоксогидрофосфат (III) водорода. То же относится и к собственным названиям малоизвестных кислотных остатков:
Названия кислотных остатков используют при построении названий солей. Осн о вные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто- форме; их общая формула M(OH)n, где n=1 или 2 (реже 3 или 4) и Mn+ - катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:
Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является взаимодействие их между собой с образованием соли (реакция солеобразования), например: Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O 2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O Соли – тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Mn+ и кислотные остатки. Соли с общей формулой Mx(EOy)n называют средними солями, а соли, содержащие кислотные остатки с незамещёнными атомами водорода, - кислыми солями. Иногда соли содержат в своём составе также гидроксид или (и) оксид-ионы; такие соли называют осн о вными солями. Примеры формул и названий солей: Ca3(PO4)2 - ортофосфат кальция Ca(H2PO4)2 - дигидроортофосфат кальция CaHPO4 - гидроортофосфат кальция CuCO3 - карбонат меди (II) Cu2CO3(OH)2 - дигидроксид-карбонат димеди La(NO3)3 - нитрат лантана (III) Ti(NO3)2O - оксид-динитрат титана Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим осн о вным или кислотным гидроксидом, например: Ca(HSO4)2 + Ca(OH)2 = 2CaSO4 + 2H2O Ca2SO4(OH)2 + H2SO4 = 2CaSO4 + 2 H2O Встречаются также соли, содержащие два разных катиона; их называют двойными солями, например: KAl(SO4)2 – сульфат алюминия-калия CaMg(CO3)2 – карбонат магния-кальция. 1.2. Кислотные и основные оксиды Оксиды ExOy – продукты полной дегидратации гидроксидов. Кислотным гидроксидам (H2SO4, H2CO3) отвечают кислотные оксиды (SO3, CO2), а основным гидроксидам (NaOH, Ca(OH)2) – основные оксиды (Na2O, CaO), причём степень окисления элемента Е не изменяется при переходе от гидроксида к оксиду. Примеры формул и названий оксидов:
Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой: N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O 3CaO + 2 H3PO4 = Ca3(PO4)2 + 3H2O La2O3 + 3SO3 = La2(SO4)3. 1.3. Амфотерные гидроксиды и оксиды Амфотерность гидроксидов и оксидов – химическое свойство, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, для гидроксида и оксида алюминия: (а) 2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O (б) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + 3H2O Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляет свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагирует с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль – сульфат алюминия, тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль - диоксоалюминат натрия NaAlO2. В первом случае элемент алюминий проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al3+), во втором – свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO2-). Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы – Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов Б-групп – Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др. Амфотерные оксиды называют так же, как и основные, например:
Амфотерные гидроксиды (если степень окисления превышает +2) могут находиться в орто- или (и) мета- форме. Примеры амфотерных гидроксидов:
Если амфотерному элементу в соединениях отвечает несколько степеней окисления, то амфотерность соответствующих оксидов и гидроксидов (а следовательно, и амфотерность самого элемента) будет выражена по-разному. Для низких степеней окисления у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание основных свойств, поэтому он почти всегда входит в состав катионов. Для высоких степеней окисления, напротив, у гидроксидов и оксидов наблюдается преобладание кислотных свойств, а у самого элемента – неметаллических свойств, поэтому он почти всегда входит в состав анионов. Амфотерным гидроксидам с большим преобладанием кислотных свойств приписывают формулы и названия по образцу кислотных гидроксидов, например HMnO4 – марганцовая кислота. Таким образом, деление элементов на металлы и неметаллы – условное; между элементами (Na, K, Ca, Ba и др.) с чисто металлическими свойствами и элементами (F, O, N, Cl, S, C и др.) с чисто неметаллическим свойствами существует большая группа элементов с амфотерными свойствами. 1.4. Бинарные соединения К бинарным соединениям относятся, в первую очередь, все двухэлементные соединения (H2O, KBr, H2S, Cs2(S2), N2O, NH3, HN3, CaC2, SiH4). Многоэлементные вещества, в формулах которых одна из составляющих содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также одноэлементные или многоэлементные группы атомов (кроме гидроксидов и солей), рассматривают как бинарные соединения, например: CSO, IO2F3, SBrO2F, CrO(O2)2, PSI3, (CaTi)O3, (FeCu)S2, Hg(CN)2, (PF3)O, VCl2(NH2). Так, CSO можно представить как соединения CS2, в котором один атом серы заменён на атом кислорода. Названия бинарных соединений строятся по обычным номенклатурным правилам, например:
|
