к какой группе классификации относятся химические соединения

К какой группе классификации относятся химические соединения

Оксиды могут быть солеобразующими и несолеобразующими. Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды и соли с элементом в той же степени окисления, что и в оксиде. Несолеобразующие оксиды не имеют соответствующих гидроксидов и солей. Таких оксидов немного: N 2 O, NO, SiO, CO.

Солеобразующие оксиды в зависимости от кислотно-основного характера делятся на кислотные, амфотерные и основные.

Основные оксиды образованы металлами с небольшими степенями окисления +1, +2. Амфотерные оксиды образованы переходными металлами со степенями окисления +3, +4, а также Be, Zn, Sn, Pb. Кислотные оксиды образованы неметаллами, а также металлами со степенью окисления больше, чем +4. Рис. 3.

ОСНОВАНИЯ – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и гидроксид-ионов.

это сложные вещества, которые имеют свойства и кислот, и оснований, и потому их формулы можно записывать в разных формах:

форма основания форма кислоты

КИСЛОТЫ – это сложные вещества, состоящие из ионов водорода и кислотных остатков.

СОЛИ – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотных остатков.

Средние соли состоят из катионов металла (или аммония) и анионов кислотных остатков. Кислые соли, кроме катионов металла, содержат катионы водорода и анион кислотного остатка. Основные соли в своем составе содержат гидроксид-анионы.

Соли с двумя разными анионами и одним катионом называют смешанными. Например, Са(OCl)Cl – хлорид-гипохлорит кальция.

В комплексных солях содержится сложный ион, который принято заключать в квадратные скобки.

Источник

Классификация неорганических веществ

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂, SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂, MnO₃, Mn₂O₇.

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH, которое распадается на NH₃ и H₂O)

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Кислоты

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Блиц-опрос по теме Классификация неорганических веществ

Источник

Классификация химических соединений

Все вещества можно разделить на простые(состоящие из атомов одного химического элемента) и сложные(состоящие из атомов разных химических элементов). Простые вещества делятся на металлы и неметаллы.

Металлы обладают характерным “металлическим” блеском, 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 блеском, хрупки, плохо проводят теплоту и электричество. При комнатной температуре некоторые неметаллы находятся в газообразном состоянии.

Сложные вещества делят на органические и неорганические.

Органическими соединениями принято называть соединения углерода. Органические соединения входят в состав биологических тканей и являются основой жизни на Земле.

Все остальные соединения называются неорганическими (реже минеральными). Простые соединения углерода (СО, СО₂ и ряд других) принято относить к неорганическим соединениям, их обычно рассматривают в курсе неорганической химии.

Классификация неорганических соединений

Неорганические вещества делят на классы либо по составу (бинарные и многоэлементные; кислородосодержащие, азотсодержащие и т.п.), либо по функциональным признакам.

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемых по функциональным признакам, относятся соли, кислоты, основания и оксиды.

Соли – это соединения, которые в растворе диссоциируют на катионы металла и кислотные остатки. Примерами солей могут служить, например, сульфат бария BaSO₄ и хлорид цинка ZnCl₂.

Кислоты – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. Примерами неорганических кислот могут служить соляная (НCl), серная (H₂SO₄), азотная (HNO₃), фосфорная (H₃PO₄) кислоты. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями с образованием солей. По степени диссоциации в разбавленных растворах кислоты подразделяются на сильные кислоты, кислоты средней силы и слабые кислоты. По окислительно–восстановительной способности различают кислоты–окислители (HNO₃) и кислоты–восстановители (HI, H₂S). Кислоты реагируют с основаниями, амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей.

Основания – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием только гидроксид-анионов (OH 1- ). Растворимые в воде основания называют щелочами (КОН, NaOH). Характерное свойство оснований – взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды.

Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород. Различают оксиды основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды образованы только металлами (CaO, K₂O), им соответствуют основания (Ca(OH)₂, KOH). Кислотные оксиды образуются неметаллами (SO₃, P₂O₅) и металлами, проявляющими высокую степень окисления (Mn₂O₇), им соответствуют кислоты (H₂SO₄, H₃PO₄, HMnO₄). Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют кислотные и основные свойства, взаимодействуют с кислотами и основаниями. К ним относятся Al₂O₃, ZnO, Cr₂O₃ и ряд других. Существуют оксиды, не проявляющие ни основных, ни кислотных свойств. Такие оксиды называются безразличными (N₂O, CO и др.)

Классификация органических соединений

Углерод в органических соединениях, как правило, образует устойчивые структуры, в основе которых лежат углерод-углеродные связи. В способности образовывать такие структуры углерод не имеет себе равных среди других элементов. Большинство органических молекул состоит из двух частей: фрагмента, который в ходе реакции остаётся без изменения, и группы, подвергающейся при этом превращениям. В связи с этим определяется принадлежность органических веществ к тому или иному классу и ряду соединений.

Неизменный фрагмент молекулы органического соединения принято рассматривать в качестве остова молекулы. Он может иметь углеводородную или гетероциклическую природу. В связи с этим можно условно выделить четыре больших ряда соединений: ароматический, гетероциклический, алициклический и ациклический.

В органической химии также выделяют дополнительные ряды: углеводороды, азотсодержащие соединения, кислородосодержащие соединения, серосодержащие соединения, галогеносодержащие соединения, металлоорганические соединения, кремнийорганические соединения.

В результате комбинации этих основополагающих рядов образуются составные ряды, например: «Ациклические углеводороды», «Ароматические азотсодержащие соединения».

Наличие тех или иных функциональных групп либо атомов элементов определяет принадлежность соединения к соответствующему классу. Среди основных классов органических соединений выделяют алканы, бензолы, нитро- и нитрозосоединения, спирты, фенолы, фураны, эфиры и большое количество других.

Типы химических связей

Химическая связь – это взаимодействие, удерживающее два или несколько атомов, молекул или любую комбинацию из них. По своей природе химическая связь представляет собой электрическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными атомными ядрами. Величина этой силы притяжения зависит главным образом от электронной конфигурации внешней оболочки атомов.

Способность атома образовывать химические связи характеризуется его валентностью. Электроны, участвующие в образовании химической связи, называются валентными.

Различают несколько типов химических связей: ковалентную, ионную, водородную, металлическую.

При образовании ковалентной связи происходит частичное перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, образуются электронные пары. Ковалентная связь оказывается тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Различают полярную и неполярную ковалентные связи.

Если двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H₂, N₂), то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной (гомеополярной). Если же двухатомная молекула состоит из разных атомов, то электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется полярной (гетерополярной). Примерами соединений с такой связью могут служить HCl, HBr, HJ.

В рассмотренных примерах каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара – возникает ковалентная связь. В невозбужденном атоме азота имеется три неспаренных электрона, за счет этих электронов азот может участвовать в образовании трех ковалентных связей (NH₃). Атом углерода может образовать 4 ковалентных связи.

Перекрывание электронных облаков возможно только при их определенной взаимной ориентации, при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Другими словами, ковалентная связь обладает направленностью.

Энергия ковалентных связей находится в пределах 150–400 кДж/моль.

Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется ионной связью. Ионную связь можно рассматривать как предел полярной ковалентной связи. В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает направленностью и насыщаемостью.

Важным типом химической связи является связь электронов в металле. Металлы состоят из положительных ионов, которые удерживаются в узлах кристаллической решетки, и свободных электронов. При образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются и электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую. Эти электроны уже не принадлежат определенному атому металла, они находятся на гигантских орбиталях, которые простираются по всей кристаллической решетке. Химическая связь, осуществляемая в результате связывания положительных ионов решетки металла свободными электронами, называется металлической.

Между молекулами (атомами) веществ могут осуществляться слабые связи. Одна из самых важных – водородная связь, которая может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. Водородная связь возникает между атомом водорода молекулы (он заряжен частично положительно) и сильно электроотрицательным элементом молекулы (фтор, кислород и т.п.).

Энергия водородной связи значительно меньше энергии ковалентной связи и не превышает 10 кДж/моль. Однако этой энергии оказывается достаточно для создания ассоциаций молекул, затрудняющих отрыв молекул друг от друга. Водородные связи играют важную роль в биологических молекулах (белках и нуклеиновых кислотах), во многом определяют свойства воды.

Силы Ван-дер-Ваальсатакже относятся к слабым связям. Они обусловлены тем, что любые две нейтральных молекулы (атома) на очень близких расстояниях слабо притягиваются из-за электромагнитных взаимодействий электронов и ядер одной молекулы с электронами и ядрами другой.

Источник

Виды простых и сложных веществ

Простые и сложные вещества в химии

В неорганической химии вещества по составу делятся на простые и сложные.

Сложные вещества — соединения:

Классификация простых веществ

1. Простые вещества условно делят на две группы: металлы и неметаллы.

Неметаллы в Периодической системе — это все элементы VIII А-группы (благородные газы) и VII А-группы (галогены), элементы VI А-группы (кроме полония), элементы V А-группы: азот, фосфор, мышьяк; углерод, кремний (IV А-группа); бор (III А-группа), а также водород. Остальные элементы относят к металлам.

Отличия свойств металлов и неметаллов приведены в таблице 1:

Амфотерные элементы находятся в А-группах Периодической системы: бериллий Be, алюминий Al, галлий Ga, германий Ge, олово Sn, свинец Pb, сурьма Sb, висмут Bi, полоний Po и др., а также большинство элементов Б-групп: хром Cr, марганец Mn, железо Fe, цинк Zn, кадмий Cd, золото Au и др., проявляют и металлические (оснóвные для соединений), и неметаллические (кислотные для соединений) свойства.

Благородные (инертные) газы (VIII А-группа Периодической системы): гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радиоактивный радон Rn:

2. Сложные соединения и их отличия от простых веществ.

Сложные вещества бывают органические, в основе которых лежит углерод, и неорганические (безуглеродные и некоторые углеродсодержащие соединения: карбиды, карбонаты, оксиды углерода и другие). Неорганические чаще всего подразделяют на оксиды, основания, кислоты и соли.

Главные отличия сложных неорганических веществ:

Классификация неорганических соединений и их основные свойства приведены в таблице 2.

Классы и номенклатура неорганических веществ

Номенклатура — способ называния веществ.

Химическая формула — представление состава вещества с использованием символов химических элементов, числовых индексов и других знаков. Химическое название определяется составом вещества и изображается с помощью слова или группы слов. Названия строятся по номенклатурным правилам, с использованием русских названий элементов, кроме случаев, когда традиционно употребляются латинские корни (таблица 3):

Li+1 и O-2→ Li2O; Al+3 и O-2→ Al2O3; N+5 и O-2→ N2O5.

Название оксида: слово «оксид» в именительном падеже + название элемента Э в родительном падеже: оксид лития Li2O, оксид алюминия Al2O3.

Если элемент образует несколько оксидов, то в конце добавляют степень окисления римскими цифрами, заключая их в скобки:

Оксиды, которым соответствуют кислоты, также называют ангидридами: серный ангидрид SO3, азотный ангидрид N2O5 и др.

K+1 и OH- → KOH, Mg+2 и OH- → Mg(OH)2.

Название: слово «гидроксид» в именительном падеже + название элемента в родительном падеже: гидроксид калия, гидроксид магния.

Если элемент образует несколько гидроксидов, то в конце добавляют степень окисления римскими цифрами, заключая их в скобки:

Fe(OH)2 — гидроксид железа (II), Cr(OH)3 — гидроксид хрома (III).

Названия бескислородных кислот: корень русского названия элемента, образующего кислоту + суффикс «о» + «-водородная кислота», например: HBr — бромоводородная кислота, HCl — хлороводородная кислота, H2S — сероводородная кислота.

Названия кислородсодержащих кислот: русское название образующего элемента + «кислота», с учетом правил:

Названия наиболее распространенных кислот и их остатков приведены в таблице 4:

Название образуется в зависимости от типа соли.

Бинарные соединения — сложные вещества, состоящие из двух элементов. В таких соединениях встречается два типа химической связи: ковалентная полярная (для неметаллов и некоторых амфотерных элементов) или ионная (для солей бескислородных кислот).

Для некоторых есть тривиальные названия: NH3 — аммиак, SiН4 — силан, PH3 — фосфин и др.

Строение и химические свойства

Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента:

Порядок соединения атомов при образовании из них веществ обусловливает особенности строения веществ. Различают вещества молекулярного и немолекулярного строения. Немолекулярное строение имеют все металлы и большинство их соединений, графит, красный фосфор, алмаз, кремний Si и др. Большинство неметаллов и их соединений состоят из молекул, т. е. имеют молекулярное строение.

Химические свойства металлов и неметаллов

1. Химические свойства металлов определяются способностью отдавать свободные электроны с внешнего уровня. Они являются восстановителями. Взаимодействие идет с:

2. Химические свойства неметаллов обусловлены свободными электронами (от 3 до 7) на внешнем электронном уровне.

Химические свойства благородных газов

Строение и основные химические свойства сложных веществ

Сложные соединения имеют ионную или ковалентную связь между атомами.

ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2О,

ZnO+ 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4].

Все основания реагируют с кислотами (реакция нейтрализации):

1. Щелочи взаимодействуют с:

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании: Cu(OH)2 → CuO + H2O.

Также о химических свойствах неорганических соединений можно почитать в статье «Классы неорганических соединений».

Источник