Основные классы неорганических соединений. Классификация неорганических соединений и их свойства Неорганические вещества и их классификация

Для элементов, входящих в периодическую систему (ПС) элементов Д.И. Менделеева разрешено использовать следующие групповые названия, отражающие, как правило, общие свойства элементов и простых веществ. Для элементов главных подгрупп в короткопериодном варианте ПС

или 1-2 и 13-18 групп в длиннопериодном (современном) варианте ПС

• щелочные металлы (1-ая или IА группа): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
• щелочноземельные (кроме Mg) металлы (2-ая или IIАг руппа): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
• элементы подгруппы бора (13-ая или IIIA группа), металлы (корме бора), не имеют специального названия: B, Al, Ga, In,Ti;
• элементы подгруппы углерода (14-ая или IVA группа) или кристаллогены : C, Si, Ge, Sn, Pb;
• элементы подгруппы азота (15-ая или VА группа), устаревшее название пникогены и его производное – пниктиды : N, P, As, Sb, Bi;
  
• элементы подгруппы кислорода (16 или VIА группа) или халькогены ,
• галогены (17-ая или VIIА группа),
• благородные или инертные газы (18-ая или VIIIА группа)

Для элементов побочных подгрупп :

• лантаноиды (La – Lu),
• актиноиды (Ac – Lr) (названия лантаниды и актиниды использовать не рекомендовано);
• редкоземельные металлы (3-я или IIIВ группа, кроме актиноидов);
• семейство железа (Fe, Co, Ni);
• семейство платины или платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
• благородные металлы (Au, Ag + платиновые: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
• переходные элементы (d и f-элементы, то есть все элементы побочных подгрупп).

Простые вещества называют, как правило, так же, как и соответствующие элементы. Свои собственные названия имеют только аллотропные модификации углерода (алмаз, графит, карбин, фуллерены) и вторая модификация кислорода (озон). При названиях аллотропных модификаций остальных элементов обычно указывают ее краткую физическую характеристику (белый, красный, черный фосфор, кристаллическая и пластическая сера, серое и белое олово и т. д.).

Элементы кислород, азот, углерод и сера в соединениях с металлами или с менее электроотрицательными неметаллами могут образовывать анионы не только в характерных для них отрицательных степенях окисления ($O^{2-}, S^{2-}, N^{3-}, C^{4-}$, но и ионы, в которых степени окисления элемента зависят от количества атомов в "мостиковых" структурах. Степень окисления углерода в органических соединениях определяется специальными способами (см. тему "Определение степени окисления углерода"). Так, например, элемент кислород может образовывать перекисные и надперекисные ионы, в которых атомы кислорода образуют "кислородные мостики" -O-O- или -O-O-O-. Такие анионы имеют собственные названия: $(O_2)^{2-}$ - пероксид; $(О_2)^-$ - надпероксид; $(О_3)^-$ - озонид; $(N_3)^-$ - азид; $(С_2)^{2-}$ - ацетиленид; $(S_2)^{2-}$ - дисульфид; $(Sn)^{2-}$ - полисульфид.

Названия некоторых стабильных анионов, состоящих из атомов более чем одного элемента, традиционно также имеют окончания -ид: $(OH)^-$ - гидроксид; $(CN)^-$ - цианид; $(CN_2)^{2-}$ - цианамид; $(NH_2)^-$ - амид; $(NH)^{2-}$ - имид; $(SCN)^-$ - роданид.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Общие принципы классификации неорганических веществ представлены на схеме. Исходя из данной классификации, все неорганические вещества могут быть подразделены на простые и сложные.

Определение

Простые вещества состоят из атомов одинаковых элементов и подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.

В свою очередь, на основании общности свойств, сложные неорганические вещества можно условно разделить на четыре основных класса: бинарные соединения, оксиды, гидроксиды,соли.

Классификация и номенклатура бинарных соединений подробно рассмотрена в теме "Бинарные соединения".

КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ ОКСИДОВ

Определение

Оксидами называются бинарные химические соединения, состоящие из элементов металлов или неметаллов и кислорода. Или, другими словами, оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Классификация оксидов основывается на химических свойствах соединений, обусловленных химическим строением (то есть типом образующихся связей и типом кристаллической решетки, строением и электронными характеристиками элементов).

По физическим свойствам оксиды различаются агрегатным состоянием , температурами плавления и кипения, цветом, запахом, растворимостью в воде.

По агрегатному состоянию оксиды бывают:

• твердыми (все оксиды металлов, оксид кремния, оксид фосфора),
• жидкими (вода $H_2O$),
• газообразными (практически все остальные оксиды неметаллов).

По химическим свойствам оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.

Определение

Солеобразующими являются оксиды, способные образовывать гидроксиды при соединении с водой.

Последние, в свою очередь могут проявлять свойства кислот, оснований или обладать амфотерными свойствами. Поэтому солеобразующие оксиды принято разделять на основные, кислотные и амфотерные.

КЛАССИФИКАЦИЯ кислот и оснований

Из начального курса химии вам знакомо следующее определение кислот и оснований:

Определение

Кислоты - это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. Общая формула кислот: $H_x(Ac)^{-n}$, где Ac - кислотный остаток (acid - англ. кислота), х - число атомов водорода, n - степень окисления кислотного остатка. В кислотах x=n.

Определение

Основания (гидроксиды) - это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула оснований: $M^{+n}(OH)_x$, где n - степень окисления металла, х - число гидроксильных групп. n=x.

Следует отметить, что и основания и кислоты относятся к классу гидроксидов, так как содержат гидроксогруппы (-ОН). Поэтому кислоты также называют кислотными гидроксидами, а основания - основными гидроксидами.

Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теория кислот и оснований - совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Кроме привычного определения 8-го класса существуют другие теории:

Более подробно эта тема изложена в разделе "Современные понятия о строении и свойствах кислот и оснований".

Классификация кислот

проводится по следующим формальным признакам:

1. по основности, то есть количеству атомов водорода: одно- ($HCl$), двух- ($H_2S$) и трехосновные ($H_3PO_4$);

2. по наличию атомов кислорода : кислородсодержащие ($H_2CO_3$) и бескислородные (HCL);

3. по силе, то есть степени диссоциации: сильные ($HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4$ и др.), слабые ($H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH$ и др.)

4. по устойчивости: у стойчивые ($H_2SO_4$); неустойчивые ($H_2CO_3$).

5. по принадлежности к классам химических соединений: неорганические (HBr); органические ($HCOOH,CH_3COOH$);

6. по летучести : летучие ($HNO_3,H_2S, HCl$); нелетучие ($H_2SO_4$);

7. по растворимости в воде : растворимые ($H_2SO_4$); нерастворимые ($H_2SiO_3$);

Классификация оснований

проводится по следующим формальным признакам: :

1. по кислотности (количеству гидроксильных групп): однокислотные (NaOH), двукислотные ($Ca(OH)_2$), тркхкислотные ($Al(OH)_3$)

2. по растворимости : щелочи или растворимые основания ($KOH, NaOH$), нерастворимые ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)

3. по силе (степени диссоциации): сильные (NaOH), слабые ($Cu(OH)_2$)

** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) считают ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.

АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ

Определение

Амфотерные гидроксиды - это сложные вещества, которые проявляют и свойства кислот, и свойства оснований.

Формулу амфотерных гидроксидов можно записать и в виде кислоты и в виде основания, например: гидроксид алюминия можно записать в форме основания как $Al(OH)_3$. Если сосчитать общее количество атомов водорода и кислорода, то можно записать: $H_3ALO_3$ или простейшую формулу - $HAlO_2$.

Амфотерные оксиды и гидроксиды образуются амфотерными элементами. Запомните! Амфотерные свойства проявляют элементы-металлоиды: Al, Zn, В, Be, Fe(III), Cr (III) и некоторые другие переходные элементы, имеющие различные степени окисления и расположенные на диагонали амфотерности в ПС (см. тему "Периодическая система, как условная запись периодического закона"). Металлы А‑групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Be‑Al‑Ge‑Sb‑Po, а также примыкающие к ним металлы (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не проявляют типично металлических свойств.

Проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи.

КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ СОЛЕЙ

Определение солей, также как и определение кислот и оснований имеет несколько вариантов. В школьном курсе 8-ого класса определение солей следующее:

Определение

Соли - это сложные вещества, состоящие из катионов металла (иона аммония) и анионов кислотных остатков. Общая формула солей: $M^{+n}_xAc^{m-}_y$, где n, m - степени окисления металла и кислотного остатка, x, y - количество атомов металла и кислотного остатка соответственно. m=x и n=y

Такое определение относится к средним солям, которые образуются в результате реакции нейтрализации между кислотой и основанием, то есть могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды. Поэтому более точное определение средних солей:

Определение

Средние соли - это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, или полного замещения гидроксогрупп в молекуле основания - кислотными остатками.

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД):

Соли - это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) определяет соли, как химические соединения, состоящие из катионов и анионов.

Таким образом классификацию солей можно проводить:

1. по растворимости : растворимые, малорастворимые и нерастворимые (определить к какой группе относится соль можно по таблице растворимости)

2. по степени замещения ионов водорода и гидроксильных групп : средние, кислые, основные, двойные, смешанные. Более подробно тема рассмотрена в разделе "Классификация и номенклатура солей".

В таблице приведены примеры и определения кислых и основных солей.

Отдельный большой класс составляют комплексные соли , которые относятся к комплексным соединениям.

Определение

Комплексные соединения или координационные соединения - частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами .

Внутренняя сфера комплексного соединения - центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица.

Внешняя сфера комплексного соединения - остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.

Например, рассмотрим строение комплексной соли $K_3$ - гексацианоферрат (III) калия.

Внутренняя сфера образована ионом железа (III), поэтому это - комплексообразователь, имеющий степень окисления +3. Вокруг этого иона скоординировано шесть ионов $CN^-$. Это лиганды, кординационное число равно шести. Общий заряд внутренней сферы равен: (+3)+ (-1)х6=(-3).

Внешняя сфера образована катионами калия $K^+$. В соответствии с зарядом внутренней сферы, равному (-3), во внешней сфере должно находится 3 иона калия.

Комплексные соли, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоциируют на комплексный малодиссоцирующий катион или анион.

Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).

3. Классификация неорганических соединений

При классификации необходимо строго придерживаться признаков, по которым она проводится. Простейшим признаком является состав – атомный или элементный. По атомному составу можно выделить одно-, двух- и т.д. атомные (Не; N 2 и СО; О 3 и NO 2 и т.д., соответственно). То же по элементному составу: одноэлементные (Не, N 2); двухэлементные (СО, СО 2) и т.д.. Кроме того – по названию (виду) одного из элементов или радикалов, входящих в состав ряда соединений: оксиды, сульфиды, гидроксиды, сульфаты и т.д.

По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических ре акциях. Например, широко используется кислотно-основная классификация, связанная с теорией кислот и оснований Аррениуса. В этой теории кислотой называют вещество, которое при диссоциации в воде образует ионы Н + и анионы, основанием – вещество, образующее при этом ионы ОН – и катионы, при взаимодействии кислоты и основания образуется соль и вода. Таким образом, в соответствии с этой теорией выделяют три группы веществ.

В соответствии с этой же теорией любые сложные вещества могут обладать кислотными, основными или амфотерными свойствами.

Кислотные свойства проявляет вещество, если оно при растворении в воде образует кислоту, а в реакциях с другими веществами отдаёт Н + , образует анион и присоединяет катион.

Основные свойства – противоположны кислотным.

Амфотерность – проявление противоположных свойств одним и тем же веществом (в данном случае и кислотных, и основных).

В качестве примеров приведём классификации оксидов, гидроксидов и фторидов по этому признаку.

Сложные вещества

(неорганические)

Оксиды Основания Кислоты Соли

Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят атомы кислорода и какого-либо другого элемента (Э Х О Y ). Степень окисления кислорода в оксидах равна - 2. Например, Fe 2 O 3 - оксид железа (Ш); CгO - оксид хрома (II) или оксид хрома (+2).

По химическим свойствам оксиды различают:

ОКСИДЫ

основные амфотерные кислотные

образуются металлами Al 2 O 3 ,BeO,ZnO,PbO, образуются неметалла-

(MgO;CrO;CuOи др)Cr 2 O 3 ,SnO,SnO 2 ,GeO, ми и металлами в

в степ. окисл. +1, +2GeO 2 ,Sb 2 O 3 ,MnO 2 и др. высш. степ. окисления.

(CO 2 ;P 2 O 5 ;Mn 2 O 7 .)

Основными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с кислотами образуют катион в составе соли и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к классу оснований (например, оксиду Na 2 O соответствует основание NaOH).

Кислотными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с основаниями образуют анион в составе соли и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к классу кислот (например, оксиду P 2 O 5 соответствует кислота H 3 PO 4 , а оксиду Cl 2 O 7 - кислота HClO 4).

К амфотерным оксидам относятся такие, которые взаимодействуют с растворами кислот и оснований с образованием соли и воды. Соединения этих оксидов с водой – гидроксиды – могут иметь как кислотные, так и основные свойства (например, амфотерному оксиду ZnO соответствует основание Zn(OH) 2 и кислота H 2 ZnO 2 – изменением порядка записи атомов в формуле часто подчеркивают функцию соединения).

При взаимодействии кислотных и основных оксидов между собой образуется соль, катион которой принадлежит основному, а анион – кислотному оксиду.

Таким образом, характерной особенностью оксидов является способность их к образованию солей. Поэтому такие оксиды относятся к солеобразующим. Наряду с солеобразующими существуют и несолеобразующие, или безразличные, оксиды, которые не образуют кислот и солей. Примером могут служить CO, N 2 O, NO, . SiO .

Если элемент образует оксиды в нескольких степенях окисления , то амфотерные оксиды разделяют основные и кислотные так, что оксиды, соответствующие низшим степеням окисления являются основными, а высшим - кислотными .

Например, марганец образует оксиды:

2 +3 +4 +6 +7

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7

основные оксиды амфотерный кислотные оксиды

Для хрома характерны степени окисления: +2, +3 и +6.

Оксиды CrO Cr 2 O 3 CrO 3

основной амфотерный кислотный

Химические свойства оксидов

основные кислотные

1. Основные оксиды взаимодействуют 1. Кислотные оксиды взаимодействуют

с кислотами с образованием соли и воды: с растворимыми основаниями (щелочами)

CuO+H 2 SO 4 =CuSO 4 +H 2 O.cобразованием соли и воды:

CO 2 + 2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O.

2.Оксиды активных металлов взаимо- 2 Кислотные оксиды взаимодействуют

действуют с водой с образованием водой с образованием кислоты:

щелочи: Li 2 O + H 2 O = 2LiOH. P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 .

3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой

с образованием соли: CaO + CO 2 = CaCO 3 .

амфотерные

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием соли и воды:

ZnO+ 2HCl=ZnCl 2 +H 2 O;

ZnO+ 2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O

или ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 .

По отношению к растворению в воде оксиды (и многие другие вещества) подразделяют на растворимые и нерастворимые. Растворимые оксиды и другие вещества, образующие кислоты, называются ангидридами соответствующих кислот (SO 3 - ангидрид серной кислоты Н 2 SO 4 ; Cl 2 О 7 - ангидрид НСlO 4).

Пример 7. Какие из перечисленных ниже элементов образуют кислотные оксиды:

Na,Zn,Ba,Ti,B? Составьте формулы этих оксидов.

Решение. Из перечисленных элементовNa,Baявляются типичными металлами, поэтому образуют основные оксиды-Na 2 O,BaO;

Znобразует амфотерный оксид формула которого-ZnO;

Бор относится к неметаллам, следовательно, его оксид B 2 O 3 является кислотным.

Титан относится к переходным металлам и может проявлять степени окисления +2 и +4, следовательно, в высшей степени окисления +4 титан образует кислотный оксид TiO 2 .

Пример 8. Для указанных оксидов укажите их характер и напишите формулы соответствующих гидроксидов:CaO,V 2 O 5 ,PbO,Li 2 O.

Решение. СаО-оксид кальция-образован металлом, поэтому имеет основной характер, следовательно, соответствующий ему гидроксид-Са(ОН) 2 ;

V 2 O 5 -оксид ванадия (V)-образован переходным металлом в высшей степени окисления, поэтому является кислотным оксидом (ангидридом). Соответствующий гидроксид-ванадиевая кислота-HVO 3 ;

PbO-оксид свинца-является амфотерным оксидом, поэтому ему соответствует как кислотаH 2 PbO 2 ; так и основание-Pb(OH) 2 .

Li 2 O– оксид лития-является основным оксидом, так как образован металлом и ему соответствует основаниеLiOH.

Пример 9. Приведите три примера реакций между оксидом элемента 2-го периода и оксидом элемента 4-го периода.

Решение. Чтобы прошло взаимодействие между двумя оксидами надо, чтобы один из оксидов был основным (или амфотерным) , а другой-кислотным (или амфотерным). Во втором периодеLi 2 O-основной оксид, ВеО-амфотерный, СО 2 иN 2 O 5 -кислотные. В четвертом периоде К 2 О, СаО,FeO-основные, Сr 2 O 3 -амфотерный,As 2 O 5 ,CrO 3 ,SeO 3 -кислотные оксиды. Уравнения:

СО 2 + К 2 О = К 2 СО 3 ; ВеО + СаО = СаВеО 2 ; 3N 2 O 5 + Сr 2 O 3 = 2Сr(NO 3) 3 .

Гидроксиды - сложные вещества, в состав которых входят одна или несколько гидроксильных групп – Э(ОН) n , ЭО m (OH) n и др.. Такая форма записи применяется, если хотят подчеркнуть основные свойства гидроксида (NaOH, AlO(OH), SO 2 (OH) 2). Если нужно подчеркнуть кислотные свойства, то формулу записывают в другом порядке – Н n ЭО m (HAlO 2 , H 2 SO 4). Амфотерные основания называют амфолитами.

Во-первых, все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества - это вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Иными словами, это форма существования элементов в свободном виде. Все остальные вещества являются сложными.

Простые:

1) Неметаллы: H 2 , O 2 , O 3 , N 2 , F 2 , He и др. Всего в периодической таблице химических элементов присутствуют 22 неметалла. В обычных условиях они могут быть в твердом состоянии (I 2), жидком (Br 2) или газообразном (H 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 и другие).
2) Металлы: Na, Ag, Fe, Be и другие. Единственным жидким металлом является ртуть (Hg).

Сложные:

1) Оксиды - соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.

• Основные
  Оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 за исключением ZnO, BeO, PbO, SnO:
  Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, CaO, MgO, RaO, SrO и др.
• Амфотерные
  Оксиды металлов в степени окисления +3 и +4, а также ZnO, BeO, PbO, SnO:
  ZnO, BeO, PbO, SnO, Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 , PbO 2 , SnO 2 и др.
• Кислотные
  Оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7, а также оксиды всех неметаллов кроме CO, NO, N 2 O и SiO:
  CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 , NO 2 , CrO 3 и др.
• Несолеобразующие
  CO, NO, N 2 O и SiO

2) Пероксиды - сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом и находятся в степени окисления -1.

• H 2 O 2 - пероксид водорода (перекись водорода)
• Na 2 O 2 - пероксид натрия
• BaO 2 - пероксид бария

3) Гидроксиды

• Основания: растворимые (NaOH, KOH И др.) и нерастворимые (Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Cr(OH) 2 и др.)
• Амфотерные гидроксиды (Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 и др.)
• Кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 3 PO 4 и др.)

4) Соли - сложные вещества, состоящие из катиона(ов) металла (или катиона аммония NH 4 +) и аниона(нов) кислотного остатка.

• Средние (NaNO 3 , CaSO 4 , Cu(NO 3) 2 и др.)
• Кислые - содержат H (NaHSO 4 , KHSO 3 , CaHPO 4 и др)
• Основные - содержат группу OH ((CuOH) 2 CO 3 , MgOHBr, ZnOHCl и др.)
• Двойные - содержат два типа катионов (KAl(SO 4) 2)
• Смешанные - содержат два типа анионов (CaClBr)
• Комплексные - состоят из катиона и комплексного аниона (Na 2 , SO 4 , Cl и др.)

5) Бинарные неорганические соединения

• Карбиды (CaC 2 , Al 4 C 3 и др.)
• Фосфиды (Na 3 P, Ca 3 P 2 и др.)
• Силициды (Mg 2 Si, Ca 2 Si и др.)

6) Водородные соединения (также являются бинарными соединениями)

• Гидриды - соединения щелочных и щелочно-земельных металлов с водородом (NaH, CaH 2 и др.)
• Летучие водородные соединения - соединения неметаллов с водородом (CH 4 , SiH 4 , NH 3 , PH 3 , H 2 O, H 2 S, HF, HCl, HBr и HI и др.)

Классификация веществ

Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.

Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.

По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr 2 O 3 , K 2 O, CO 2 и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.

По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N 2 O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:

CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O,

MgO + CO 2 = MgCO 3 .

Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).

Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH,

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .

Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:

a) CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O;

б) CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 +2KCl.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O,

CaO + CO 2 = CaCO 3 .

К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO 2 , N 2 O 5 , SiO 2 , CO 2 и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8) -V 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 и др.

Ряд кислотных оксидов (SO 3 , SO 2 , N 2 O 3 , N 2 O 5 , CO 2 и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 .

Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO 2 , TeO 2 , TeO 3 , MoO 3 , WO 3 , и др.) получают косвенным путем. Например:

а) SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O

б) Na 2 SiO 3 +2HCl= H 2 SiO 3 + 2NaCl

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

Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:

SnO + H 2 SO 4 = SnSO 4 + H 2 O,

SnO + 2KOH + H 2 O = K 2 ,

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O.

К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Sb 2 O 3 , MnO 2 и др.

Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na 2 O, MgO - основные оксиды; Al 2 O 3 – амфотерный; SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).

Способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ,

S + O 2 = SO 2 .

2. Горение сложных веществ:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O,

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:

CaCO 3 ® CaO + CO 2 ,

Cd(OH) 2 ® CdO + H 2 O,

H 2 SO 4 ® SO 3 + H 2 O.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO 2 – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na 2 O – оксид натрия.

Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO 2 – диоксид углерода и т.д.

Гидроксиды

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH) 2 и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO 3 , H 3 PO 4 , и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 и др.

Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.

Если энергия связи E O - H << E Э - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу, т. е. разрушается связь О – Н.

ЭОН Û ЭО - + H +

Если E O-H >> E Э – O , то диссоциация гидроксида протекает по основному типу, т. е. разрушается связь Э - O

ЭOH Û Э + + OH -

Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах:

Э n+ + nOH - Û Э(OH) n = H n ЭO n Û nH + + ЭО n n-

В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:

NaOH, Mg(OH) 2 – основания (слева направо основные свойства ослабевают);

Al(OH) 3 – амфотерный гидроксид;

H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HСlO 4 – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).

Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.

Кислоты

Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).

Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO 3 – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H 2 S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.

Химические свойства кислот:

1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 = CuSO 4 + 2H 2 O.

2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:

2HNO 3 + MgO = Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

H 2 SO 4 + ZnO = ZnSO 4 + H 2 O.

3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль:

Zn + 2HCl =ZnCl 2 + H 2 ­.

Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют

Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.

4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:

H 2 SiO 3 H 2 O + SiO 2 .

5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:

H 2 SO 4 конц + NaCl тв = NaHSO 4 + HCl.

6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

Номенклатура кислот. Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс -о- , окончание водородная и слово “кислота”. Например, HCl – хлороводородная кислота, H 2 S – сероводородная кислота, HCN – циановодородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая ; например, H 2 SO 4 – серная кислота, HClO 4 – хлорная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO 3 - хлорноватая кислота), истая (HClO 2 - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).

В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто - , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета - . Например:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 - метафосфорная кислота;

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 - ортофосфорная кислота.

Основания

Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH 4 OH).

Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH) 2 – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.

Химические свойства оснований:

1. Взаимодействие с кислотами:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ¯ + H 2 O.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами:

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

2KOH + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + H 2 O 1,

2KOH + SnO + H 2 O = K 2 [ Sn(OH) 4 ].

4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 +2H 2 O2,

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [ Zn(OH) 4 ]3.

5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.

6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды (гидраты амфотерных оксидов) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:

ZnO 2 2- + 2H + Û Zn(OH) 2 Û Zn 2+ + 2OH .

Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [ Sn(OH) 4 ].

Номенклатура оснований. Названия оснований строятся из слова “гидроксид ” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH) 3 - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH) 2 – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).

Соли

С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.

Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 S,H 3 PO 4 и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH) 2 ,Ca (OH) 2 , Al (OH) 3 и т. д.).

Примеры образования солей:

Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,

CaSO 4 (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;

H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O,

NaHSO 4 (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;

Cu (OH) 2 + HCl = CuOHCl + H 2 O,

CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.

Химические свойства солей:

I. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:

с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания:

CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 ↓;

с кислотами взаимодействуют соли:

а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,

NaCl тв + H 2 SO 4конц = NaHSO 4 + HCl;

в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:

Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl;

г) анионы которой отвечают слабой кислоте:

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH;

cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:

AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl↓,

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al (OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2 .

II. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли):

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.

III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

CaCO 3 = CaO + CO 2 .

IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:

CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 ٭ 5H 2 O ΔH<0

белого цвета сине-голубого цвета

Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.

V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.

VI. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например:

NaHSO 4 + NaOH= Na 2 SO 4 + H 2 O,

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O.

Получение солей:

1. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

2. Взаимодействие металла с солью другого металла:

Mg + ZnCl 2 = MgCl 2 + Zn.

3. Взаимодействие металла с кислотой:

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 .

4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.

5. Взаимодействие основания с кислотой:

Fe(OH) 3 + 3HCl= FeCl 3 + 3H 2 O.

6. Взаимодействие соли с основанием:

FeCl 2 + 2KOH = Fe(OH) 2 ¯ + 2KCl.

7. Взаимодействие двух солей:

Ba(NO 3) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2KNO 3 .

8. Взаимодействие металла с неметаллом:

9. Взаимодействие кислоты с солью:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .

10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:

CaO + CO 2 = CaCO 3 .

Номенклатура солей. Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.

Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид . Например: SnS – сульфид олова (II), Na 2 Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат . Например, соли азотной кислоты HNO 3 называются нитратами, серной кислоты H 2 SO 4 - сульфатами, хромовой кислоты H 2 CrO 4 – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO 2 называются нитритами, сернистой кислоты H 2 SO 3 – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “), ее анион получает приставку гипо- и окончание -ит . Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.

Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO 4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO 4 – перхлоратами, йодной кислоты HIO 4 – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 , хлорноватой HClO 3 и йодноватой HIO 3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na 2 HPO 4 – гидроортофосфат натрия, NaH 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия.

Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо- , указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH) 2 NO 3 – нитрат дигидроксохрома (III).

Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.

Таблица 4.1

Названия и формулы кислот и их кислотных остатков

Продолжение табл. 4.1

Классификация неорганических веществ основана на их способности к разложению. Простые вещества, состоящие из атомов только одного химического элемента (O 2 , H 2 , Mg), не распадаются. Легко разлагаются сложные вещества, состоящие из атомов двух и более элементов (CO 2 , H 2 SO 4 , NaOH, KCl).

Простые

Классификация классов неорганических веществ включает:

• металлы - элементы, обладающие тепло- и электропроводностью, высокой пластичностью, ковкостью, металлическим блеском;
• неметаллы - более хрупкие, чем металлы, элементы, не обладающие электропроводностью и проявляющие окислительные свойства.

Рис. 1. Схема классификации неорганических веществ.

Металлы расположены в нижнем левом углу периодической таблицы, неметаллы - в правом верхнем углу и включают благородные газы.

Рис. 2. Расположение металлов и неметаллов в таблице Менделеева.

Многие простые химические элементы обладают аллотропией - свойством образовывать несколько простых веществ. Например, при присоединении ещё одного атома к кислороду образуется простое вещество озон (О 3), углерод в зависимости от количества атомов образует графит, уголь или алмаз.

Сложные

Сложные вещества классифицируют на следующие классы:

• оксиды - состоят из двух элементов, один из которых является кислородом;
• кислоты - состоят из атомов водорода и кислотного остатка;
• основания - состоят из металла и одной или нескольких гидроксильных групп;
• соли - состоят из металла и кислотного остатка.

Отдельно выделяют амфотерные гидроксиды, которые проявляют свойства кислот и оснований. Это твёрдые вещества, являющиеся слабыми электролитами. К ним относятся гидроксиды металлов со степенью окисления +3 и +4. Исключениями являются Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 .

Более подробная классификация сложных веществ представлена в таблице с примерами.

Рис. 3. Список названий кислот.

Генетические связи между классами основаны на взаимном превращении веществ. При химических реакциях атомы переходят от одного вещества к другому, образуя генетические ряды (ряды превращений). Металл при присоединении кислорода образует оксид, который при взаимодействии с водой превращается в основание. Из неметалла образуется кислотный оксид, который, взаимодействуя с водой, образует кислоту. Любой генетический ряд заканчивается солью.

Что мы узнали?

Неорганические вещества включают простые и сложные соединения. Простые вещества состоят из атомов одного и того же элемента. К ним относятся металлы и неметаллы. Сложные соединения включают вещества, состоящие из нескольких элементов. К ним относятся оксиды, кислоты, основания, соли и амфотерные гидроксиды. Все вещества генетически связаны между собой. Из простого вещества можно получить более сложное вещество. Наиболее сложными веществами считаются соли.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 102.