Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.
Главные категории неорганических соединений
К таковым принято относить следующие:
- Оксиды.
- Соли.
- Основания.
- Кислоты.
Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.
Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.
Группа соединений - оксиды
Оксиды - это класс неорганических соединений, состоящих из двух элементов (бинарных), один из которых всегда О (кислород) с низшей степенью окисления -2, стоящий на втором месте в эмпирической формуле вещества. Пример: N2О5,СаО и так далее.
Оксиды классифицируются следующим образом.
I. Несолеобразующие - не способны образовывать соли.
II. Солеобразующие - способны образовывать соли (с основаниями, амфотерными соединениями, друг с другом, кислотами).
- Кислотные - при попадании в воду образуют кислоты. Образованы неметаллами чаще всего либо металлами с высокой СО (степенью окисления).
- Основные - при попадании в воду образуют основания. Образованы элементами-металлами.
- Амфотерные - проявляют кислотно-основную двойную природу, которая определяется условиями реакции. Образованы переходными металлами.
- Смешанные - часто относятся к солям и образованы элементами в нескольких степенях окисления.
Высший оксид - это оксид, в котором образующий элемент находится в максимальной степени окисления. Пример: Te+6.Для теллура максимальная степень окисления +6, значит TeO3 - высший оксид для этого элемента. В периодической системе под каждой группой элементов подписана общая эмпирическая формула, отражающая высший оксид для всех элементов, находящихся в этой группе, но только главной подгруппе. Например, под первой группой элементов (щелочные металлы) стоит формула вида R2O, что обозначает, что все элементы главной подгруппы в этой группе будут иметь именно такую формулу высшего оксида. Пример: Rb2О, Cs2O и так далее.
При растворении высшего оксида в воде мы получим соответствующий гидроксид (щелочь, кислоту или амфотерный гидроксид).
Характеристика оксидов
Оксиды способны существовать во всех агрегатных состояниях при обычных условиях. Большинство из них находится в твердом кристаллическом или порошкообразном виде (СаО, SiO2), некоторые КО (кислотные оксиды) встречаются в виде жидкостей (Mn2O7), а также газов (NO, NO2). Это объясняется строением кристаллической решетки. Отсюда и разница в температурах кипения и плавления, которые варьируются у разных представителей от -2720С до +70-800С (иногда и выше). Растворимость в воде различна.
- Растворимые - основные оксиды металлов, называемых щелочными, щелочноземельными, и все кислотные, кроме оксида кремния (IV).
- Нерастворимые - амфотерные оксиды, все остальные основные и SiO2.
С чем оксиды взаимодействуют?
Оксиды, соли, основания, кислоты проявляют схожие свойства. Общие свойства практически всех оксидов (кроме несолеобразующих) - это способность в результате определенных взаимодействий образовывать различные соли. Однако для каждой группы оксидов характерны свои особые химические характеристики, отражающие свойства.
| Основные оксиды - ОО | Кислотные оксиды - КО | Двойственные (амфотерные) оксиды - АО | Оксиды, не образующие солей |
1. Реакции с водой: образование щелочей (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) Fr2O + вода = 2FrOH 2. Реакции с кислотами: образование солей и воды кислота + Me+nO = H2O + соль 3. Реакции с КО, образование соли оксид лития + оксид азота (V) = 2LiNO3 4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО Me+nO + C = Me0 + CO | 1. Реагент вода: образование кислот (SiO2исключение) КО + вода = кислота 2. Реакции с основаниями: CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O 3. Реакции с основными оксидами: образование соли P2O5 + 3MnO = Mn3(PO3)2 4. Реакции ОВР: CO2 + 2Ca = C + 2CaO, | Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают. 1. С кислотами: образование солей и воды АО + кислота = соль + Н2О 2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов Al2O3 + LiOH + вода = Li[Al(OH)4] 3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей FeO + SO2 = FeSO3 4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление MnO + Rb2O = двойная соль Rb2MnO2 5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O | Не образуют ни кислот, ни щелочей. Проявляют узко специфические свойства. |
Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.
Кислоты органические и неорганические
В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - Сванте Аррениуса) кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н+ и анионы остатков кислоты An-. Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.
Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H+кислотный остаток n-. Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.
В неорганике все кислоты делятся на две группы:
- бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
- кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO3и все, где есть кислород.
Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.
Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН3СООН (уксусная), С17Н35СООН (стеариновая) и другие.
Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.
- Соляная.
- Азотная.
- Ортофосфорная.
- Бромоводородная.
- Угольная.
- Иодоводородная.
- Серная.
- Уксусная, или этановая.
- Бутановая, или масляная.
- Бензойная.
Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.
Свойства неорганических кислот
К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.
Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:
- метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
- лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.
К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.
| С чем взаимодействуют | Пример реакции |
1. С простыми веществами-металлами. Обязательное условие: металл должен стоять в ЭХРНМ до водорода, так как металлы, стоящие после водорода, не способны вытеснить его из состава кислот. В результате реакции всегда образуется водород в виде газа и соль. | HCL + AL = хлорид алюминия + H2 |
2. С основаниями. Итогом реакции являются соль и вода. Подобные реакции сильных кислот с щелочами носят название реакций нейтрализации. | Любая кислота (сильная) + растворимое основание = соль и вода |
| 3. С амфотерными гидроксидами. Итог: соль и вода. | 2HNO2 + гидроксид бериллия = Be(NO2)2(соль средняя) + 2H2O |
| 4. С основными оксидами. Итог: вода, соль. | 2HCL + FeO = хлорид железа (II) + H2O |
| 5. С амфотерными оксидами. Итоговый эффект: соль и вода. | 2HI + ZnO = ZnI2 + H2O |
6. С солями, образованными более слабыми кислотами. Итоговый эффект: соль и слабая кислота. | 2HBr + MgCO3 = бромид магния + H2O + CO2 |
При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.
Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания
Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.
Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Меn+и анионы гидроксогрупп ОН-.
Разделить на категории основания можно следующим образом:
- Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие цвет индикаторов). Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
- Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
- Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N2H4,амины, аммиак.
- Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: гидроксид алюминия, берилия, цинка и так далее.
Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.
Главные характерные свойства оснований
Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.
Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.
Химические свойства каждой группы оснований различны.
| Химические свойства | ||
| Щелочей | Малорастворимых оснований | Амфотерных гидроксидов |
I. Взаимодействуют с КО (итог -соль и вода): 2LiOH + SO3 = Li2SO4 + вода II. Взаимодействуют с кислотами (соль и вода): обычные реакции нейтрализации (смотрите кислоты) III. Взаимодействуют с АО с образованием гидроксокомплекса соли и воды: 2NaOH + Me+n O = Na2Me+n O2 + H2O, или Na2[Me+n (OH)4] IV. Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексных солей: То же самое, что и с АО, только без воды V. Взаимодействуют с растворимыми солями с образованием нерастворимых гидроксидов и солей: 3CsOH + хлорид железа (III) = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Взаимодействуют с цинком и алюминием в водном растворе с образованием солей и водорода: 2RbOH + 2Al + вода = комплекс с гидроксид ионом 2Rb[Al(OH)4] + 3H2 | I. При нагревании способны разлагаться: нерастворимый гидроксид = оксид + вода II. Реакции с кислотами (итог: соль и вода): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + вода III. Взаимодействуют с КО: Me+n (OH)n + КО = соль + H2O | I. Реагируют с кислотами с образованием соли и воды: Гидроксид меди (II) + 2HBr = CuBr2 + вода II. Реагируют с щелочами: итог - соль и вода (условие: сплавление) Zn(OH)2 + 2CsOH = соль + 2H2O III. Реагируют с сильными гидроксидами: итог - соли, если реакция идет в водном растворе: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3[Cr(OH)6] |
Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.
Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства
Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме+n и анионы кислотных остатков Ann-. Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.
При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:
- Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO4.
- Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO3, FeOHCL2.
- Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO4.
- Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO4)3.
- Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К2[Fe(CN)4].
Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.
Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.
Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.
Химические взаимодействия для класса средних солей
Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.
Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.
I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:
CuSO4 + 2LiOH = 2LiSO4 соль растворимая + Cu(OH)2 нерастворимое основание
III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:
PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL
IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:
Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag
Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.
Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.
