Odnos anorganskih tvari. Genetski odnos između klasa anorganskih tvari Međusobni odnosi tvari

Klasifikacija ne organska tvar na temelju kemijski sastav- najjednostavnija i najstalnija karakteristika u vremenu. Kemijski sastav tvari pokazuje koji su elementi prisutni u njoj i u kojem brojčanom omjeru njihovih atoma.

Elementi konvencionalno se dijele na elemente s metalnim i nemetalnim svojstvima. Prvi od njih je uvijek uključen u kationi višeelementne tvari (metal svojstva), drugi - u sastavu anioni (nemetalni Svojstva). U skladu s Periodični zakon u periodima i skupinama između ovih elemenata su amfoterni elementi koji istovremeno pokazuju metalne i nemetalne u jednom ili drugom stupnju (amfoterno, dualna) svojstva. Elementi VIIIA-skupine i dalje se razmatraju odvojeno (plemeniti plinovi), iako su za Kr, Xe i Rn utvrđena jasna nemetalna svojstva (elementi He, Ne, Ar su kemijski inertni).

Klasifikacija jednostavnih i složenih anorganskih tvari dana je u tablici. 6.

U nastavku su navedene definicije (definicije) klasa anorganskih tvari, njihova najvažnija kemijska svojstva i metode dobivanja.

anorganske tvari- spojevi koje tvore svi kemijski elementi (osim većine organski spojevi ugljik). Podjeljeno sa kemijski sastav:

Jednostavne tvari sastavljen od atoma istog elementa. Prema kemijskim svojstvima dijele se na:

Metali- jednostavne tvari elemenata s metalnim svojstvima (niska elektronegativnost). Tipični metali:

Metali imaju visoku sposobnost redukcije u usporedbi s tipičnim nemetalima. U elektrokemijskom nizu napona oni su mnogo lijevo od vodika, istiskuju vodik iz vode (magnezij - tijekom vrenja):

Jednostavne tvari elemenata Cu, Ag i Ni također se nazivaju metalima, budući da njihovi oksidi CuO, Ag 2 O, NiO i hidroksidi Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 imaju bazična svojstva.

nemetali- jednostavne tvari elemenata s nemetalnim svojstvima (visoka elektronegativnost). Tipični nemetali: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nemetali imaju veliku oksidacijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima.

Amfigeni- amfoterne jednostavne tvari sastavljene od elemenata s amfoternim (dvojnim) svojstvima (elektronegativnost je posrednik između metala i nemetala). Tipični amfigeni: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigeni imaju nižu redukcijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima. U elektrokemijskom nizu napona oni graniče s vodikom s lijeve strane ili stoje iza njega s desne strane.

Aerogeni- plemeniti plinovi, monoatomske jednostavne tvari elemenata VIIIA skupine: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Od njih su He, Ne i Ar kemijski pasivni (spojevi s drugim elementima nisu dobiveni), dok Kr, Xe i Rn pokazuju neka svojstva nemetala s visokom elektronegativnošću.

Složene tvari sastavljen od atoma različitih elemenata. Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

oksidi- spojevi elemenata s kisikom, oksidacijsko stanje kisika u oksidima uvijek je jednako (-II). Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

Elementi He, Ne i Ar ne tvore spojeve s kisikom. Spojevi elemenata s kisikom u drugim oksidacijskim stanjima nisu oksidi, već binarni spojevi, na primjer O + II F 2 -I i H 2 + I O 2 -I. Ne primjenjivati na okside i miješane binarne spojeve, na primjer S + IV Cl 2 -I O -II.

Bazični oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) bazičnih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

Od tipičnih metala samo Li, Mg, Ca i Sr izgaranjem na zraku stvaraju okside Li 2 O, MgO, CaO i SrO; oksidi Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O i BaO dobivaju se drugim metodama.

Oksidi CuO, Ag 2 O i NiO također se svrstavaju u bazične.

Kiselinski oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) kiselinskih hidroksida, zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

Od tipičnih nemetala samo S, Se, P, As, C i Si izgaranjem na zraku stvaraju okside SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 i SiO 2 ; oksidi Cl 2 O, Cl 2 O 7 , I 2 O 5 , SO 3 , SeO 3 , N 2 O 3 , N 2 O 5 i As 2 O 5 dobivaju se drugim metodama.

Iznimka: NO 2 i ClO 2 oksidi nemaju odgovarajuće kiselinske hidrokside, ali se smatraju kiselim, budući da NO 2 i ClO 2 reagiraju s alkalijama, tvoreći soli dviju kiselina, a ClO 2 s vodom, tvoreći dvije kiseline:

a) 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

b) 2ClO 2 + H 2 O (hladno) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (hladno) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Oksidi CrO 3 i Mn 2 O 7 (krom i mangan u najviši stupanj oksidacija) također su kisele.

Amfoterni oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) amfoternih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Tipični amfigeni (osim Ga) pri spaljivanju na zraku stvaraju okside BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO; amfoterni oksid s Ga 2 O 3 , SnO i PbO 2 dobivaju se na druge načine.

dvostruki oksidi nastaju ili od atoma jednog amfoternog elementa u različitim oksidacijskim stanjima ili od atoma dvaju različitih (metalnih, amfoternih) elemenata, što određuje njihova kemijska svojstva. Primjeri:

(Fe II Fe 2 III) O 4 , (Rb 2 II Pb IV) O 4 , (MgAl 2) O 4 , (CaTi) O 3 .

Željezni oksid nastaje izgaranjem željeza na zraku, olovni oksid - slabim zagrijavanjem olova u kisiku; oksidi dvaju različitih metala dobivaju se drugim metodama.

Oksidi koji ne stvaraju soli- oksidi nemetala koji nemaju kisele hidrokside i ne stupaju u reakcije stvaranja soli (razlika od bazičnih, kiselih i amfoternih oksida), npr.: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hidroksidi- spojevi elemenata (osim fluora i kisika) s hidrokso skupinama O -II H, mogu sadržavati i kisik O -II. U hidroksidima je oksidacijsko stanje elementa uvijek pozitivno (od +I do +VIII). Broj hidrokso skupina je od 1 do 6. Dijele se prema kemijskim svojstvima:

Bazični hidroksidi (baze) koju čine elementi s metalnim svojstvima.

Dobiva se reakcijama odgovarajućih bazičnih oksida s vodom:

M 2 O + H 2 O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H 2 O \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Iznimka: hidroksidi Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 i Ni(OH) 2 dobivaju se drugim metodama.

Zagrijavanjem dolazi do prave dehidracije (gubitka vode) za sljedeće hidrokside:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

M (OH) 2 \u003d MO + H 2 O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Bazični hidroksidi zamjenjuju svoje hidrokso skupine s kiselim ostacima da bi formirali soli; metalni elementi zadržavaju svoje oksidacijsko stanje u kationima soli.

Bazični hidroksidi koji su lako topljivi u vodi (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 itd.) nazivaju se lužine, budući da se uz njihovu pomoć u otopini stvara alkalni okoliš.

Kiselinski hidroksidi (kiseline) koju čine elementi s nemetalnim svojstvima. Primjeri:

Nakon disocijacije u razrijeđenom Vodena otopina nastaju kationi H + (točnije H 3 O +) i sljedeći anioni, odn kiselinski ostaci:

Kiseline se mogu dobiti reakcijama odgovarajućih kiselinskih oksida s vodom (slijedeće su stvarne reakcije koje se odvijaju):

Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO

E 2 O 3 + H 2 O \u003d 2NEO 2 (E \u003d N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O \u003d H 2 EO 3 (E \u003d C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HEO 3 (E \u003d N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 EO 4 (E \u003d P, As)

EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HEO 4 (E \u003d Cl, Mn)

Iznimka: SO 2 oksid kao kiseli hidroksid odgovara SO 2 polihidratu n H 2 O (“sumporasta kiselina H 2 SO 3” ne postoji, ali kiselinski ostaci HSO 3 - i SO 3 2- prisutni su u solima).

Kada se neke kiseline zagrijavaju, dolazi do stvarne dehidracije i stvaranja odgovarajućih kiselinskih oksida:

2HAsO 2 \u003d As 2 O 3 + H 2 O

H 2 EO 3 \u003d EO 2 + H 2 O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 \u003d As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 \u003d SeO 3 + H 2 O

Kada se (pravi i formalni) vodik kiselina zamijeni metalima i amfigenima, nastaju soli, kiselinski ostaci zadržavaju svoj sastav i naboj u solima. Kiseline H 2 SO 4 i H 3 RO 4 u razrijeđenoj vodenoj otopini reagiraju s metalima i amfigenima koji su u nizu napona lijevo od vodika, pri čemu nastaju odgovarajuće soli i oslobađa se vodik (HNO 3 kiselina ne ulaze u takve reakcije; ispod su tipični metali, osim što Mg nije naveden jer oni reagiraju s vodom pod sličnim uvjetima):

M + H 2 SO 4 (pasb.) \u003d MSO 4 + H 2 ^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (razb.) \u003d M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (razl.) \u003d M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Za razliku od anoksičnih kiselina, kiseli hidroksidi nazivaju se oksigenirane kiseline ili oksokiseline.

Amfoterni hidroksidi koju čine elementi s amfoternim svojstvima. Tipično amfoterni hidroksidi:

Be(OH) 2 Sn(OH) 2 Al(OH) 3 AlO(OH)

Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Cr(OH) 3 CrO(OH)

On se formira od amfoternih oksida i vode, ali prolazi kroz stvarnu dehidraciju i stvara amfoterne okside:

Iznimka: za željezo(III) poznat je samo metahidroksid FeO(OH), "željezo(III) hidroksid Fe(OH) 3" ne postoji (nije dobiven).

Amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva bazičnih i kiselih hidroksida; tvore dvije vrste soli, u kojima je amfoterni element dio kationa soli ili njihovih aniona.

Za elemente s nekoliko oksidacijskih stupnjeva vrijedi pravilo: što je više oksidacijsko stanje, to je izraženije svojstva kiselina hidroksidi (i/ili odgovarajući oksidi).

sol- veze sastavljene od kationi bazični ili amfoterni (u ulozi bazičnih) hidroksidi i anioni(ostaci) kiselina ili amfoterni (u ulozi kiseline) hidroksidi. Za razliku od anoksičnih soli, soli koje se ovdje razmatraju nazivaju se oksigenirane soli ili oksosoli. Dijele se prema sastavu kationa i aniona:

Srednje soli sadrže srednje kisele ostatke CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- i druge; na primjer: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ako se srednje soli dobivaju reakcijama koje uključuju hidrokside, tada se reagensi uzimaju u ekvivalentnim količinama. Na primjer, sol K 2 CO 3 može se dobiti uzimanjem reagensa u omjerima:

2KOH i 1H2CO3, 1K2O i 1H2CO3, 2KOH i 1CO2.

Reakcije za stvaranje srednjih soli:

Baza + kiselina > sol + voda

1a) bazični hidroksid + kiseli hidroksid >…

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

1b) amfoterni hidroksid + kiseli hidroksid >…

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Zn (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O

1c) bazični hidroksid + amfoterni hidroksid >…

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (u talini)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + kiselina = sol + voda

2a) bazični oksid + kiseli hidroksid >…

Na 2 O + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2b) amfoterni oksid + kiseli hidroksid >…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

2c) bazični oksid + amfoterni hidroksid >…

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ZN 2 O (u talini)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Baza + kiselinski oksid > sol + voda

Za) bazični hidroksid + kiselinski oksid > ...

2NaOH + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

3b) amfoterni hidroksid + kiselinski oksid >…

2Al (OH) 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

Sv) bazični hidroksid + amfoterni oksid >…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (u talini)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + Kiselinski oksid > Sol

4a) bazični oksid + kiseli oksid >…

Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4b) amfoterni oksid + kiseli oksid >…

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2

4c) bazični oksid + amfoterni oksid >…

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2

Reakcije 1c, ako se nastave riješenje, praćeno stvaranjem drugih proizvoda - kompleksne soli:

NaOH (konc.) + Al(OH)3 = Na

KOH (konc.) + Cr (OH) 3 \u003d K 3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na 2 (M \u003d Be, Zn)

KOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)

Sve srednje soli u otopini su jaki elektroliti (potpuno disociraju).

Kisele soli sadrže ostatke kisele kiseline (s vodikom) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- itd., nastaju djelovanjem bazičnih i amfoternih hidroksida ili srednjih soli suviška kiselih hidroksida koji sadrže najmanje dva atomi vodika u molekuli ; odgovarajući kiselinski oksidi djeluju slično:

NaOH + H2SO4 (konc.) = NaHSO4 + H2O

Ba (OH) 2 + 2H 3 RO 4 (konc.) \u003d Ba (H 2 RO 4) 2 + 2 H 2 O

Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d ZnHPO 4 v + 2 H 2 O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d 2KN 2 PO 4

Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O \u003d 2NaHEO 3 (E \u003d C, S)

Kada se doda hidroksid odgovarajućeg metala ili amfigena, kisele soli se pretvaraju u srednje:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO 4 v + 2H 2 O

Gotovo sve kisele soli su visoko topljive u vodi, potpuno disociraju (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Bazične soli sadrže OH hidrokso skupine, koje se smatraju zasebnim anionima, na primjer, FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, nastaju kada su izloženi kiselim hidroksidima višak bazični hidroksid koji sadrži najmanje dvije hidrokso skupine u jedinici formule:

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoNO 3 (OH) v + H 2 O

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 v + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 v + 2H 2 O

Bazične soli nastale jakim kiselinama, kada se doda odgovarajući kiseli hidroksid, prelaze u srednje:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 \u003d Co (NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2NiSO 4 + 2H 2 O

Većina bazičnih soli slabo je topljiva u vodi; talože se kohidrolizom ako ih tvore slabe kiseline:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 \u003d Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + CO 2 ^ + 4NaCl

dvostruke soli sadrže dva kemijski različita kationa; na primjer: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Mnoge dvostruke soli nastaju (u obliku kristalnih hidrata) tijekom kokristalizacije odgovarajućih srednjih soli iz zasićene otopine:

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O \u003d K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 Ov

Često su dvostruke soli manje topljive u vodi u usporedbi s pojedinačnim srednjim solima.

Binarne veze- ovo je složene tvari, koji ne pripadaju razredima oksida, hidroksida i soli i sastoje se od kationa i aniona bez kisika (pravih ili uvjetnih).

Njihova kemijska svojstva su raznolika i razmatraju se u anorganska kemija odvojeno za nemetale različitih skupina Periodni sustav; u ovom slučaju, klasifikacija se provodi prema vrsti aniona.

Primjeri:

a) halogenidi: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

b) halkogenidi: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe

u) nitridi: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

G) karbidi: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC

e) silicidi: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidridi: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4

i) peroksid H2O2, Na2O2, CaO2

h) superoksidi: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2

Tip kemijska veza među tim binarnim spojevima razlikuju se:

kovalentan: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

ionski: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2, CaC 2, Na 2 O 2, KO 2

Upoznajte se dvostruko(s dva različita kationa) i mješoviti(sa dva različita aniona) binarni spojevi, npr.: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 i Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .

Sve ionske kompleksne soli (osim hidroksokompleksnih soli) također pripadaju ovoj klasi kompleksnih tvari (iako se obično razmatraju zasebno), na primjer:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binarni spojevi uključuju kovalentne kompleksne spojeve bez vanjske sfere, na primjer, i [Na(CO) 4].

Analogno odnosu hidroksida i soli, kiseline i soli bez kisika izdvajaju se iz svih binarnih spojeva (ostali spojevi klasificirani su kao ostali).

Anoksične kiseline sadrže (poput okso kiselina) mobilni vodik H + i stoga pokazuju neka kemijska svojstva kiselinskih hidroksida (disocijacija u vodi, sudjelovanje u reakcijama stvaranja soli kao kiselina). Uobičajene anoksične kiseline su HF, HCl, HBr, HI, HCN i H 2 S, od kojih HF, HCN i H 2 S - slabe kiseline a ostali su jaki.

Primjeri reakcije stvaranja soli:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 v + 2H 2 O

Metali i amfigeni, koji stoje u nizu napona lijevo od vodika i ne reagiraju s vodom, stupaju u interakciju s jakim kiselinama HCl, HBr i HI (u opći pogled NG) u razrijeđenoj otopini i iz njih istisnuti vodik (dane su stvarne reakcije):

M + 2NG = MG 2 + H 2 ^ (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 ^ (M = Al, Ga)

Anoksične soli formiran od kationa metala i amfigena (kao i amonijevog kationa NH 4 +) i aniona (ostataka) kiselina bez kisika; primjeri: AgF, NaCl, KBr, PbI 2 , Na 2 S, Ba(HS) 2 , NaCN, NH 4 Cl. Oni pokazuju neka kemijska svojstva oksosoli.

Opći način dobivanje soli bez kisika s jednoelementnim anionima - interakcija metala i amfigena s nemetalima F 2, Cl 2, Br 2 i I 2 (u općem obliku G 2) i sumporom S (date su stvarne reakcije):

2M + G 2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 = 2MG 3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Iznimke:

a) Cu i Ni reagiraju samo s halogenima Cl 2 i Br 2 (produkti MCl 2, MBr 2)

b) Cr i Mn reagiraju s Cl 2, Br 2 i I 2 (produkti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 i MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reagira s F 2 i Cl 2 (produkti FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (smjesa FeBr 3 i FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reagira sa S pri čemu nastaje smjesa produkata Cu 2 S i CuS

Ostali binarni spojevi- sve tvari ove klase, osim kiselina bez kisika i soli koje su raspoređene u posebne podrazrede.

Metode dobivanja binarnih spojeva ove podklase su različite, najjednostavnija je interakcija jednostavnih tvari (date su stvarne reakcije):

a) halogenidi:

S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

2P + 5G 2 = 2RG 5 (G = F, CI, Br)

C + 2F 2 = CF 4

Si + 2G 2 = Sir 4 (G = F, CI, Br, I)

b) halkogenidi:

2As + 3S = As2S3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

c) nitridi:

3H2 + N22NH3

6M + N 2 \u003d 2M 3 N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N 2 \u003d M 3 N 2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4

d) karbidi:

2M + 2C \u003d M 2 C 2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

e) silicidi:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

f) hidridi:

2M + H 2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H 2 \u003d MH 2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroksidi, superoksidi:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (izgaranje u zraku)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; izgaranje na zraku)

Mnoge od ovih tvari potpuno reagiraju s vodom (češće se hidroliziraju bez promjene oksidacijskih stanja elemenata, ali hidridi djeluju kao redukcijski agensi, a superoksidi ulaze u reakcije dismutacije):

PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O \u003d 2H 3 PO 4 + 5H 2 S ^

SiS 2 + 2H 2 O \u003d SiO 2 v + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8 H 2 O \u003d 3 Mg (OH) 2 v + 2 (NH 3 H 2 O)

Na3N + 4H2O \u003d 3NaOH + NH3H2O

Be 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 v + CH 4 ^

MC 2 + 2H 2 O \u003d M (OH) 2 + C 2 H 2 ^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 v + 3CH 4 ^

MH + H 2 O \u003d MOH + H 2 ^ (M \u003d Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 v + H 2 ^

CaH 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2 ^

Na 2 O 2 + 2 H 2 O \u003d 2 NaOH + H 2 O 2

2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 ^ (M = K, Rb, Cs)

Druge tvari su, naprotiv, otporne na vodu, među njima SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si i Ca 2 Si.

Primjeri zadataka za dijelove A, B, C

1. Jednostavne tvari su

1) fuleren

2. U jedinicama formule produkata reakcije

Si + CF1 2 >…, Si + O 2 >…, Si + Mg >…

3. U produktima reakcije koji sadrže metal

Na + H 2 O >…, Ca + H 2 O >…, Al + HCl (otopina) >…

ukupni iznos broj atoma svih elemenata je

4. Kalcijev oksid može reagirati (pojedinačno) sa svim tvarima skupa

1) CO2, NaOH, NO

2) HBr, SO3, NH4Cl

3) BaO, SO 3 , KMgCl 3

4) O 2, Al 2 O 3, NH 3

5. Doći će do reakcije između sumporovog oksida (IV) i

6. Sol MAlO 2 nastaje tijekom taljenja

2) Al2O3 i KOH

3) Al i Ca (OH) 2

4) Al 2 O 3 i Fe 2 O 3

7. Ulaz molekularna jednadžba reakcije

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

zbroj koeficijenata je

8. Produkti reakcije N 2 O 5 + NaOH > ... su

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO3, H20

4) NaNO2, N2, H20

9. Skup baza je

1) NaOH, LiOH, ClOH

2) NaOH, Ba (OH) 2, Cu (OH) 2

3) Ca (OH) 2, KOH, BrOH

4) Mg (OH) 2, Be (OH) 2, NO (OH)

10. Kalijev hidroksid reagira u otopini (odvojeno) s tvarima skupa

4) SO 3, FeCl 3

11–12. Ostatak koji odgovara navedenoj kiselini

11. sumporna

12. Dušik

ima formulu

13. Od klorovodične i razrijeđene sumporne kiseline ne ističe plin samo metal

14. Amfoterni hidroksid je

15-16 (prikaz, ostalo). Prema zadanim formulama hidroksida

15. H3PO4, Pb(OH)2

16. Cr(OH)3, HNO3

izvedena je formula za prosječnu sol

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Nakon prolaska viška H 2 S kroz otopinu barijevog hidroksida, konačna otopina će sadržavati sol

18. Moguće reakcije:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >…

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…

3) NaHC0g + K 2 SO 4 >…

4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >…

19. U jednadžbi reakcije (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v + ...

zbroj koeficijenata je

20. Uspostavite podudarnost između formule tvari i skupine kojoj pripada.

21. Uspostavite podudarnost između polaznih materijala i produkata reakcije.

22. U shemi transformacija

tvari A i B su naznačene u skupu

1) NaNO3, H20

4) HNO3, H20

23. Napravite jednadžbe mogućih reakcija prema shemi

FeS > H 2 S + PbS > PbSO 4 > Pb(HSO 4) 2

24. Napravite jednadžbe za četiri moguće reakcije između tvari:

1) Dušična kiselina(konc.)

2) ugljik (grafit ili koks)

3) kalcijev oksid

Klasifikacija anorganskih tvari temelji se na kemijski sastav- najjednostavnija i najstalnija karakteristika u vremenu. Kemijski sastav tvari pokazuje koji su elementi prisutni u njoj i u kojem brojčanom omjeru njihovih atoma.

Elementi konvencionalno se dijele na elemente s metalnim i nemetalnim svojstvima. Prvi od njih je uvijek uključen u kationi višeelementne tvari (metal svojstva), drugi - u sastavu anioni (nemetalni Svojstva). U skladu s periodičnim zakonom, u periodima i skupinama između ovih elemenata nalaze se amfoterni elementi koji istovremeno pokazuju metalne i nemetalne u jednom ili drugom stupnju. (amfoterno, dualna) svojstva. Elementi skupine VIIIA i dalje se razmatraju zasebno (plemeniti plinovi), iako su za Kr, Xe i Rn utvrđena jasna nemetalna svojstva (elementi He, Ne, Ar su kemijski inertni).

Klasifikacija jednostavnih i složenih anorganskih tvari dana je u tablici. 6.

U nastavku su navedene definicije (definicije) klasa anorganskih tvari, njihova najvažnija kemijska svojstva i metode dobivanja.

anorganske tvari- spojevi koje tvore svi kemijski elementi (osim većine organskih ugljikovih spojeva). Prema kemijskom sastavu dijele se na:

Jednostavne tvari sastavljen od atoma istog elementa. Prema kemijskim svojstvima dijele se na:

Metali- jednostavne tvari elemenata s metalnim svojstvima (niska elektronegativnost). Tipični metali:

Metali imaju visoku sposobnost redukcije u usporedbi s tipičnim nemetalima. U elektrokemijskom nizu napona oni su mnogo lijevo od vodika, istiskuju vodik iz vode (magnezij - tijekom vrenja):

Jednostavne tvari elemenata Cu, Ag i Ni također se nazivaju metalima, budući da njihovi oksidi CuO, Ag 2 O, NiO i hidroksidi Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 imaju bazična svojstva.

nemetali- jednostavne tvari elemenata s nemetalnim svojstvima (visoka elektronegativnost). Tipični nemetali: F 2, Cl 2, Br 2, I 2, O 2, S, N 2, P, C, Si.

Nemetali imaju veliku oksidacijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima.

Amfigeni imaju nižu redukcijsku moć u usporedbi s tipičnim metalima. U elektrokemijskom nizu napona oni graniče s vodikom s lijeve strane ili stoje iza njega s desne strane.

Aerogeni- plemeniti plinovi, monoatomske jednostavne tvari elemenata skupine VIIIA‑skupine: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Od njih su He, Ne i Ar kemijski pasivni (spojevi s drugim elementima nisu dobiveni), dok Kr, Xe i Rn pokazuju neka svojstva nemetala s visokom elektronegativnošću.

Složene tvari sastavljen od atoma različitih elemenata. Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

oksidi- spojevi elemenata s kisikom, oksidacijsko stanje kisika u oksidima uvijek je jednako (-II). Dijele se prema sastavu i kemijskim svojstvima:

Bazični oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) bazičnih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

Od tipičnih metala samo Li, Mg, Ca i Sr izgaranjem na zraku stvaraju okside Li 2 O, MgO, CaO i SrO; oksidi Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O i BaO dobivaju se drugim metodama.

Oksidi CuO, Ag 2 O i NiO također se svrstavaju u bazične.

Kiselinski oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) kiselinskih hidroksida, zadržavaju kemijska svojstva potonjih.

a) 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

b) 2ClO 2 + H 2 O (hladno) = HClO 2 + HClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (hladno) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Oksidi CrO 3 i Mn 2 O 7 (krom i mangan u najvišem oksidacijskom stupnju) također su kiseli.

Amfoterni oksidi- proizvodi potpune dehidracije (prave ili uvjetne) amfoternih hidroksida zadržavaju kemijska svojstva amfoternih hidroksida.

Tipični amfigeni (osim Ga) pri spaljivanju na zraku stvaraju okside BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO; amfoterni oksidi Ga 2 O 3 , SnO i PbO 2 dobivaju se drugim metodama.

(Fe II Fe 2 III) O 4 , (Rb 2 II Pb IV) O 4 , (MgAl 2) O 4 , (CaTi) O 3 .

Željezni oksid nastaje izgaranjem željeza na zraku, olovni oksid - slabim zagrijavanjem olova u kisiku; oksidi dvaju različitih metala dobivaju se drugim metodama.

Hidroksidi- spojevi elemenata (osim fluora i kisika) s hidrokso skupinama O-II H, mogu sadržavati i kisik O-II. U hidroksidima je oksidacijsko stanje elementa uvijek pozitivno (od +I do +VIII). Broj hidrokso skupina je od 1 do 6. Dijele se prema kemijskim svojstvima:

Bazični hidroksidi (baze) koju čine elementi s metalnim svojstvima.

Dobiva se reakcijama odgovarajućih bazičnih oksida s vodom:

M 2 O + H 2 O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H 2 O \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Iznimka: hidroksidi Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 i Ni(OH) 2 dobivaju se drugim metodama.

Zagrijavanjem dolazi do prave dehidracije (gubitka vode) za sljedeće hidrokside:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

M (OH) 2 \u003d MO + H 2 O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Bazični hidroksidi zamjenjuju svoje hidrokso skupine s kiselim ostacima da bi formirali soli; metalni elementi zadržavaju svoje oksidacijsko stanje u kationima soli.

Bazični hidroksidi koji su lako topljivi u vodi (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 itd.) nazivaju se lužine, budući da se uz njihovu pomoć u otopini stvara alkalni okoliš.

Kiselinski hidroksidi (kiseline) koju čine elementi s nemetalnim svojstvima. Primjeri:

Disocijacijom u razrijeđenoj vodenoj otopini nastaju kationi H + (točnije, H 3 O +) i sljedeći anioni, odn. kiselinski ostaci:

Kiseline se mogu dobiti reakcijama odgovarajućih kiselinskih oksida s vodom (slijedeće su stvarne reakcije koje se odvijaju):

Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO

E 2 O 3 + H 2 O \u003d 2NEO 2 (E \u003d N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O \u003d H 2 EO 3 (E \u003d C, Se)

E 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HEO 3 (E \u003d N, P, I)

E 2 O 5 + 3H 2 O \u003d 2H 3 EO 4 (E \u003d P, As)

EO 3 + H 2 O = H 2 EO 4 (E = S, Se, Cr)

E 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HEO 4 (E \u003d Cl, Mn)

Iznimka: SO 2 oksid kao kiseli hidroksid odgovara SO 2 polihidratu n H 2 O (“sumporasta kiselina H 2 SO 3” ne postoji, ali kiselinski ostaci HSO 3 - i SO 3 2 - prisutni su u solima).

Kada se neke kiseline zagrijavaju, dolazi do stvarne dehidracije i stvaranja odgovarajućih kiselinskih oksida:

2HAsO 2 \u003d As 2 O 3 + H 2 O

H 2 EO 3 \u003d EO 2 + H 2 O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 \u003d As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 \u003d SeO 3 + H 2 O

M + H 2 SO 4 (pasb.) \u003d MSO 4 + H 2 (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (razb.) \u003d M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H 3 PO 4 (razb.) \u003d M 3 (PO 4) 2 ↓ + 3H 2 (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Za razliku od anoksičnih kiselina, kiseli hidroksidi nazivaju se oksigenirane kiseline ili oksokiseline.

Amfoterni hidroksidi koju čine elementi s amfoternim svojstvima. Tipični amfoterni hidroksidi:

Be(OH) 2 Sn(OH) 2 Al(OH) 3 AlO(OH)

Zn(OH) 2 Pb(OH) 2 Cr(OH) 3 CrO(OH)

On se formira od amfoternih oksida i vode, ali prolazi kroz stvarnu dehidraciju i stvara amfoterne okside:

Iznimka: za željezo(III) poznat je samo metahidroksid FeO(OH), "željezo(III) hidroksid Fe(OH) 3" ne postoji (nije dobiven).

Amfoterni hidroksidi pokazuju svojstva bazičnih i kiselih hidroksida; tvore dvije vrste soli, u kojima je amfoterni element dio kationa soli ili njihovih aniona.

Za elemente s više oksidacijskih stupnjeva vrijedi pravilo: što je više oksidacijsko stanje, to su kiselinska svojstva hidroksida (i/ili odgovarajućih oksida) izraženija.

Srednje soli sadrže srednje kiselinske ostatke CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2-, itd.; na primjer: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ako se srednje soli dobivaju reakcijama koje uključuju hidrokside, tada se reagensi uzimaju u ekvivalentnim količinama. Na primjer, sol K 2 CO 3 može se dobiti uzimanjem reagensa u omjerima:

2KOH i 1H2CO3, 1K2O i 1H2CO3, 2KOH i 1CO2.

Reakcije za stvaranje srednjih soli:

Baza + kiselina → sol + voda

1a) bazični hidroksid + kiseli hidroksid →…

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

1b) amfoterni hidroksid + kiseli hidroksid →…

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Zn (OH) 2 + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O

1c) bazični hidroksid + amfoterni hidroksid →…

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O (u talini)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + kiselina = sol + voda

2a) bazični oksid + kiseli hidroksid →…

Na 2 O + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H 2 O

2b) amfoterni oksid + kiseli hidroksid →…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

2c) bazični oksid + amfoterni hidroksid →…

Na 2 O + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAlO 2 + ZN 2 O (u talini)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Baza + kiselinski oksid → sol + voda

Za) bazični hidroksid + kiselinski oksid → ...

2NaOH + SO 3 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Ba (OH) 2 + CO 2 \u003d BaCO 3 + H 2 O

3b) amfoterni hidroksid + kiselinski oksid →…

2Al (OH) 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H 2 O

Sv) bazični hidroksid + amfoterni oksid →…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2 + H 2 O (u talini)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (u talini)

Osnovni oksid + Kiselinski oksid → Sol

4a) bazični oksid + kiseli oksid →…

Na 2 O + SO 3 \u003d Na 2 SO 4, BaO + CO 2 \u003d BaCO 3

4b) amfoterni oksid + kiseli oksid →…

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3, ZnO + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2

4c) bazični oksid + amfoterni oksid →…

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2, Na 2 O + ZnO \u003d Na 2 ZnO 2

Reakcije 1c, ako se nastave riješenje, praćeno stvaranjem drugih proizvoda - kompleksne soli:

NaOH (konc.) + Al(OH)3 = Na

KOH (konc.) + Cr (OH) 3 \u003d K 3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na 2 (M \u003d Be, Zn)

KOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d K (M \u003d Sn, Pb)

Sve srednje soli u otopini su jaki elektroliti (potpuno disociraju).

NaOH + H2SO4 (konc.) = NaHSO4 + H2O

Ba (OH) 2 + 2H 3 RO 4 (konc.) \u003d Ba (H 2 RO 4) 2 + 2 H 2 O

Zn (OH) 2 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d ZnHPO 4 ↓ + 2H 2 O

PbSO 4 + H 2 SO 4 (konc.) = Pb (HSO 4) 2

K 2 HPO 4 + H 3 PO 4 (konc.) \u003d 2KN 2 PO 4

Ca (OH) 2 + 2EO 2 \u003d Ca (HEO 3) 2 (E \u003d C, S)

Na 2 EO 3 + EO 2 + H 2 O \u003d 2NaHEO 3 (E \u003d C, S)

Kada se doda hidroksid odgovarajućeg metala ili amfigena, kisele soli se pretvaraju u srednje:

NaHSO 4 + NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Pb (HSO 4) 2 + Pb (OH) 2 \u003d 2PbSO 4 ↓ + 2H 2 O

Gotovo sve kisele soli su visoko topljive u vodi, potpuno disociraju (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoNO 3 (OH) ↓ + H 2 O

2Ni(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ni 2 SO 4 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O

2Cu(OH) 2 + H 2 CO 3 = Cu 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + 2H 2 O

Bazične soli nastale jakim kiselinama, kada se doda odgovarajući kiseli hidroksid, prelaze u srednje:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 \u003d Co (NO 3) 2 + H 2 O

Ni 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2NiSO 4 + 2H 2 O

Većina bazičnih soli slabo je topljiva u vodi; talože se kohidrolizom ako ih tvore slabe kiseline:

2MgCl 2 + H 2 O + 2Na 2 CO 3 \u003d Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2 + 4NaCl

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6H 2 O \u003d K 2 Mg (SO 4) 2 6H 2 O ↓

Često su dvostruke soli manje topljive u vodi u usporedbi s pojedinačnim srednjim solima.

Binarne veze- to su složene tvari koje ne pripadaju razredima oksida, hidroksida i soli, a sastoje se od kationa i aniona bez kisika (pravih ili uvjetnih).

Njihova su kemijska svojstva raznolika i razmatraju se u anorganskoj kemiji odvojeno za nemetale različitih skupina periodnog sustava; u ovom slučaju, klasifikacija se provodi prema vrsti aniona.

Primjeri:

a) halogenidi: OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4 Cl, BrF 3, IF 7

b) halkogenidi: H 2 S, Na 2 S, ZnS, As 2 S 3, NH 4 HS, K 2 Se, NiSe

u) nitridi: NH 3, NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2, AlN, Si 3 N 4

G) karbidi: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC

e) silicidi: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

e) hidridi: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4

i) peroksid H2O2, Na2O2, CaO2

h) superoksidi: HO 2, KO 2, Ba (O 2) 2

Prema vrsti kemijske veze među ovim binarnim spojevima razlikuju se:

kovalentan: OF 2, IF 7, H 2 S, P 2 S 5, NH 3, H 2 O 2

ionski: Nal, K 2 Se, Mg 3 N 2, CaC 2, Na 2 O 2, KO 2

Upoznajte se dvostruko(s dva različita kationa) i mješoviti(sa dva različita aniona) binarni spojevi, npr.: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 i Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .

Sve ionske kompleksne soli (osim hidroksokompleksnih soli) također pripadaju ovoj klasi kompleksnih tvari (iako se obično razmatraju zasebno), na primjer:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

Binarni spojevi uključuju kovalentne kompleksne spojeve bez vanjske sfere, na primjer, i [Na(CO) 4].

Analogno odnosu hidroksida i soli, kiseline i soli bez kisika izdvajaju se iz svih binarnih spojeva (ostali spojevi klasificirani su kao ostali).

Primjeri reakcije stvaranja soli:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O

2H 2 S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H 2 O

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 ↓ + 2H 2 O

Metali i amfigeni, koji stoje u nizu napona lijevo od vodika i ne reagiraju s vodom, stupaju u interakciju s jakim kiselinama HCl, HBr i HI (u općem obliku NH) u razrijeđenoj otopini i istiskuju vodik iz njih (stvarne reakcije su dano):

M + 2NG = MG 2 + H 2 (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG 3 + H 2 (M = Al, Ga)

Opća metoda za dobivanje soli bez kisika s jednoelementnim anionima je interakcija metala i amfigena s nemetalima F 2, Cl 2, Br 2 i I 2 (u općem obliku G 2) i sumporom S (stvarne reakcije su dati):

2M + G 2 = 2MG (M = Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + G 2 \u003d MG 2 (M \u003d Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co)

2M + ZG 2 = 2MG 3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M 2 S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 3S = M 2 S 3 (M = Al, Ga, Cr)

Iznimke:

a) Cu i Ni reagiraju samo s halogenima Cl 2 i Br 2 (produkti MCl 2, MBr 2)

b) Cr i Mn reagiraju s Cl 2, Br 2 i I 2 (produkti CrCl 3, CrBr 3, CrI 3 i MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)

c) Fe reagira s F 2 i Cl 2 (produkti FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (smjesa FeBr 3 i FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reagira sa S pri čemu nastaje smjesa produkata Cu 2 S i CuS

Ostali binarni spojevi- sve tvari ove klase, osim kiselina bez kisika i soli koje su raspoređene u posebne podrazrede.

Metode dobivanja binarnih spojeva ove podklase su različite, najjednostavnija je interakcija jednostavnih tvari (date su stvarne reakcije):

a) halogenidi:

S + 3F 2 \u003d SF 6, N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3

2P + 5G 2 = 2RG 5 (G = F, CI, Br)

C + 2F 2 = CF 4

Si + 2G 2 = Sir 4 (G = F, CI, Br, I)

b) halkogenidi:

2As + 3S = As2S3

2E + 5S = E 2 S 5 (E = P, As)

E + 2S = ES 2 (E = C, Si)

c) nitridi:

6M + N 2 \u003d 2M 3 N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N 2 \u003d M 3 N 2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 \u003d Si 3 N 4

d) karbidi:

2M + 2C \u003d M 2 C 2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

M + 2C = MC 2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3

e) silicidi:

4Li + Si = Li 4 Si

2M + Si = M 2 Si (M = Mg, Ca)

f) hidridi:

2M + H 2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H 2 \u003d MH 2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroksidi, superoksidi:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (izgaranje u zraku)

M + O 2 \u003d MO 2 (M \u003d K, Rb, Cs; izgaranje na zraku)

PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl

SiBr 4 + 2H 2 O \u003d SiO 2 ↓ + 4HBr

P 2 S 5 + 8H 2 O \u003d 2H 3 PO 4 + 5H 2 S

SiS 2 + 2H 2 O \u003d SiO 2 ↓ + 2H 2 S

Mg 3 N 2 + 8H 2 O \u003d 3Mg (OH) 2 ↓ + 2 (NH 3 H 2 O)

Na3N + 4H2O \u003d 3NaOH + NH3H2O

Be 2 C + 4H 2 O \u003d 2Be (OH) 2 ↓ + CH 4

MC 2 + 2H 2 O \u003d M (OH) 2 + C 2 H 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4

MH + H 2 O \u003d MOH + H 2 (M \u003d Li, Na, K)

MgH 2 + 2H 2 O \u003d Mg (OH) 2 ↓ + H 2

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH)2 + H2

Na 2 O 2 + 2 H 2 O \u003d 2 NaOH + H 2 O 2

2MO 2 + 2H 2 O = 2MOH + H 2 O 2 + O 2 (M = K, Rb, Cs)

Druge tvari su, naprotiv, otporne na vodu, među njima SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si i Ca 2 Si.

Odnos i odnos kemijskih transformacija potvrđuje genetski odnos između klasa anorganskih tvari. Jedna jednostavna tvar, ovisno o klasi i kemijska svojstva tvori lanac transformacija složenih tvari – genetski niz.

anorganske tvari

Spojevi koji nemaju ugljikov skelet karakterističan za organske tvari nazivaju se anorganske ili mineralne tvari. Svi mineralni spojevi klasificirani su u dvije široke skupine:

jednostavan, koji se sastoji od atoma jednog elementa;
složeni, uključujući atome dvaju ili više elemenata.

Riža. jedan. Opća klasifikacija tvari.

Jednostavne veze uključuju:

metali (K, Mg, Ca);
nemetali (O 2 , S, P);
inertni plinovi (Kr, Xe, Rn).

Složene tvari imaju razgranatiju klasifikaciju danu u tablici.

Riža. 2. Klasifikacija složenih tvari.

Amfoterni metali tvore odgovarajuće okside i hidrokside. Amfoterni spojevi pokazuju svojstva kiselina i baza.

genetske serije

Jednostavne tvari - metali i nemetali - tvore lance transformacija koje odražavaju genetski odnos anorganskih tvari. Kroz kemijske reakcije adicijama, supstitucijama i razgradnjama nastaju novi jednostavniji ili složeniji spojevi.

Svaka karika u lancu povezana je s prethodnom prisutnošću jednostavne tvari. Razlika između dvije vrste genetskih serija leži u reakciji s vodom: metali tvore topive i netopljive baze, nemetali tvore kiseline.

Glavni lanci transformacija opisani su u tablici.

*Supstanca*	*genetske serije*	*Primjeri*
	Aktivni metal → bazični oksid → lužina → sol	2Ca + O 2 → 2CaO; CaO + H 2 O → Ca (OH) 2; Ca (OH) 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2 O
	Neaktivni metal → bazični oksid → sol → netopljiva baza → bazični oksid → metal	2Cu + O 2 → 2CuO; CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O; CuCl 2 + 2KOH → Cu(OH) 2 + 2KCl; Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O; CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Nemetalni	→ kiseli oksid → topljiva (jaka) kiselina → sol	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5; P2O5 + 3H20 → 2H3PO4; H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O
Nemetalni	→ kiseli oksid → sol → netopljiva (slaba) kiselina → kiseli oksid → nemetal	Si + O 2 → SiO 2; SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 + H 2 O; Na 2 SiO 3 + 2HCl → H 2 SiO 3 + 2NaCl; H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O; SiO 2 + 2Zn → 2ZnO + Si

Riža. 3. Dijagram genetskog odnosa između klasa.

Uz pomoć transformacijskog lanca mogu se dobiti srednje (normalne) ili kisele soli. Kompleksne soli mogu uključivati nekoliko atoma metala i nemetala.

Što smo naučili?

Genetska veza pokazuje odnos između klasa anorganskih tvari. Karakterizira se genetske serije- niz transformacija jednostavnih tvari. Jednostavne tvari uključuju metale i nemetale. Metali tvore topive i netopljive baze ovisno o aktivnosti. Nemetali se pretvaraju u jake ili slabe kiseline. Nove složene tvari niza nastaju reakcijama adicije, supstitucije i razgradnje.

Tematski kviz

Evaluacija izvješća

Prosječna ocjena: 4.7. Ukupno primljenih ocjena: 111.

Materijalni svijet u kojem živimo i čiji smo sićušni dio jedan je, au isto vrijeme beskrajno raznolik. Jedinstvo i raznolikost kemijske tvari ovoga svijeta najjasnije se očituje u genetska povezanost tvari, što se ogleda u tzv genetske serije. Izdvojimo najviše karakteristike ovi redovi:

1. Sve tvari ove serije moraju biti sastavljene od jednog kemijskog elementa. Na primjer, serija napisana pomoću sljedećih formula:

$Br_2 → HBr → NaBr → NaNO_3$,

$NaBr + AgNO_3 = AgBr↓+ NaNO_3$.

$Br_2 → HBr → NaBr → AgBr$.

2. Tvari sastavljene od istog elementa moraju pripadati različitim klasama, tj. odražavaju različite oblike svog postojanja.

3. Tvari koje tvore genetski niz jednog elementa moraju biti povezane međusobnim transformacijama. Na temelju toga može se razlikovati puna i nepotpun genetske linije.

Na primjer, gornji genetski niz broma bit će nepotpun, nepotpun. I evo sljedećeg reda:

$Br_2 → HBr → NaBr → AgBr → Br_2$

već se može smatrati dovršenim: počelo je jednostavna tvar- brom i oni su također završili. Sumirajući gore navedeno, možemo dati sljedeću definiciju genetske serije.

Genetski se odnosi na brojne tvari - predstavnike različitih klasa, koje su spojevi istih kemijski element, povezani međusobnim transformacijama i odražavaju zajedničko podrijetlo tih tvari ili njihovu genezu.

Genetska veza je općenitiji pojam od genetskog niza, koji je, iako živa, ali posebna manifestacija te veze, koja se ostvaruje u svim međusobnim transformacijama tvari. Tada, očito, prva serija tvari navedena u tekstu također odgovara ovoj definiciji.

Kako bismo opisali genetski odnos anorganskih tvari, razmotrit ćemo tri varijante genetskih serija.

Genetski metalna serija.

Najbogatiji niz metala, koji pokazuju različite stupnjeve oksidacije. Kao primjer, razmotrite genetski niz željeza s oksidacijskim stanjima $+2$ i $+3$:

$(Fe)↙(\text"metal")→(FeCl_2)↙(\text"sol - željezov(II) klorid")$ $→(Fe(OH)_2)↙(\text"baza - željezov hidroksid( II)")$ $→(FeO)↙(\text"bazični oksid - željezov(II) oksid")$ $→(Fe)↙(\text"metal")$ $→(FeCl_3)↙(\text" sol - željezov(III) klorid")$ $→(Fe(OH)_3)↙(\text"željezov(III) hidroksid je amfoteran spoj s prevladavajućim bazičnim svojstvima")$ $→(Fe_2O_3)↙(\ text"oksid željezo(III), po svojstvima sličan odgovarajućem hidroksidu")$ $→(Fe)↙(\text"metal")$

Podsjetimo se da je za oksidaciju željeza u željezov (II) klorid potrebno uzeti slabije oksidacijsko sredstvo nego za dobivanje željezovog (III) klorida:

Genetski niz nemetala.

Slično nizu metala, niz nemetala s različitim oksidacijskim stanjima bogatiji je vezama, npr. genetski niz sumpora s oksidacijskim stanjima $+4$ i $+6$:

$(S)↙(\text"nemetal") → (SO_2)↙(\text"kiselinski oksid - sumporov (IV) oksid")$ $ → (H_SO_3)↙(\text"sumporna kiselina")$ $ → ( Na_SO_3)↙(\text"sol - natrijev sulfit")$ $ → (SO_2)↙(\text"kiselinski oksid - sumporov (IV) oksid")$ $ → (SO_3)↙(\text"kiselinski oksid - sumporov oksid (VI)") $ $ → (H_SO_4)↙(\text"sumporna kiselina")$ $ → (SO_2)↙(\text"kiselinski oksid - sumporov oksid (IV)") $ $→ (S)↙ (\ tekst"nemetalni")$

Poteškoću može izazvati samo posljednji prijelaz. Slijedite pravilo: da biste dobili jednostavnu tvar iz oksidiranog spoja elementa, trebate uzeti njegov najreduciraniji spoj za tu svrhu, na primjer, hlapljiv. vodikova veza nemetalni. U našem slučaju:

$(SO_2)↖(+4)+2H_2(S)↖(-2)=2H_2O+S↖(0)↓.$

Tom reakcijom iz vulkanskih plinova u prirodi nastaje sumpor.

Slično za klor:

$K(Cl)↖(+5)O_3+6H(Cl)↖(-1)=K(Cl)↖(-1)+3(Cl_2)↖(0)+H_2O.$

Genetski niz metala, koji odgovaraju amfoternom oksidu i hidroksidu, vrlo je bogat vezama, tk. pokazuju, ovisno o uvjetima, kisela ili bazična svojstva.

Na primjer, razmotrite genetski niz cinka.

anorganske tvari

genetske serije

Što smo naučili?

Tematski kviz

Evaluacija izvješća

Pročitajte također