Vzťah anorganických látok. Genetický vzťah medzi triedami anorganických látok Vzájomné vzťahy látok

Klasifikácia nie organickej hmoty založené na chemické zloženie- najjednoduchšia a najstálejšia charakteristika v čase. Chemické zloženie látky ukazuje, ktoré prvky sú v nej prítomné a v akom číselnom pomere pre ich atómy.

Prvky konvenčne rozdelené na prvky s kovovými a nekovovými vlastnosťami. Prvý z nich je vždy zahrnutý katiónov viacprvkové látky (kovové vlastnosti), druhý - v zložení anióny (nekovový vlastnosti). V súlade s Periodický zákon v periódach a skupinách medzi týmito prvkami sú amfotérne prvky, ktoré súčasne vykazujú kovové a nekovové do jedného alebo druhého stupňa (amfotérne, duálne) vlastnosti. Prvky skupiny VIIIA sa naďalej posudzujú oddelene (vzácne plyny), aj keď pre Kr, Xe a Rn boli zistené jednoznačne nekovové vlastnosti (prvky He, Ne, Ar sú chemicky inertné).

Klasifikácia jednoduchých a zložitých anorganických látok je uvedená v tabuľke. 6.

Nižšie sú uvedené definície (definície) tried anorganických látok, ich najdôležitejšie chemické vlastnosti a spôsoby získavania.

anorganické látky- zlúčeniny tvorené všetkými chemickými prvkami (okrem väčšiny Organické zlúčeniny uhlík). Deleno chemické zloženie:

Jednoduché látky zložené z atómov toho istého prvku. Podľa chemických vlastností sa delia na:

Kovy- jednoduché látky prvkov s kovovými vlastnosťami (nízka elektronegativita). Typické kovy:

Kovy majú v porovnaní s typickými nekovmi vysokú redukčnú schopnosť. V elektrochemickej sérii napätí sú oveľa vľavo od vodíka, vytláčajú vodík z vody (horčík - počas varu):

Jednoduché látky prvkov Cu, Ag a Ni sa označujú aj ako kovy, keďže v ich oxidoch CuO, Ag 2 O, NiO a hydroxidoch Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 dominujú zásadité vlastnosti.

nekovy- jednoduché látky prvkov s nekovovými vlastnosťami (vysoká elektronegativita). Typické nekovy: F2, Cl2, Br2, I2, O2, S, N2, P, C, Si.

Nekovy majú v porovnaní s typickými kovmi vysokú oxidačnú silu.

Amphigenes- amfotérne jednoduché látky tvorené prvkami s amfotérnymi (dvojitými) vlastnosťami (elektronegativita je medzičlánok medzi kovmi a nekovmi). Typické amfigény: Be, Cr, Zn, Al, Sn, Pb.

Amfigény majú nižšiu redukčnú silu v porovnaní s typickými kovmi. V elektrochemickom rade napätí susedia s vodíkom vľavo alebo stoja za ním vpravo.

Aerogény- vzácne plyny, monatomické jednoduché látky prvkov skupiny VIIIA: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Z nich He, Ne a Ar sú chemicky pasívne (zlúčeniny s inými prvkami neboli získané), zatiaľ čo Kr, Xe a Rn vykazujú niektoré vlastnosti nekovov s vysokou elektronegativitou.

Komplexné látky zložené z atómov rôznych prvkov. Delené podľa zloženia a chemických vlastností:

oxidy- zlúčeniny prvkov s kyslíkom, oxidačný stav kyslíka v oxidoch je vždy rovný (-II). Delené podľa zloženia a chemických vlastností:

Prvky He, Ne a Ar netvoria zlúčeniny s kyslíkom. Zlúčeniny prvkov s kyslíkom v iných oxidačných stupňoch nie sú oxidy, ale binárne zlúčeniny, napríklad O + II F 2 -I a H 2 + I O 2 -I. Neaplikujte na oxidy a zmiešané binárne zlúčeniny, napríklad S + IV Cl 2 -I O -II.

Zásadité oxidy- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) zásaditých hydroxidov si zachovávajú chemické vlastnosti zásaditých hydroxidov.

Z typických kovov iba Li, Mg, Ca a Sr tvoria pri spaľovaní na vzduchu oxidy Li20, MgO, CaO a SrO; oxidy Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O a BaO sa získavajú inými metódami.

Oxidy CuO, Ag 2 O a NiO sú tiež klasifikované ako zásadité.

Oxidy kyselín- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) kyslých hydroxidov, zachovávajú si ich chemické vlastnosti.

Z typických nekovov iba S, Se, P, As, C a Si tvoria pri spaľovaní na vzduchu oxidy SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2 a SiO 2; oxidy Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5, SO 3, SeO 3, N 2 O 3, N 2 O 5 a As 2 O 5 sa získavajú inými metódami.

Výnimka: Oxidy NO 2 a ClO 2 nemajú zodpovedajúce kyslé hydroxidy, ale považujú sa za kyslé, pretože NO 2 a ClO 2 reagujú s alkáliami za tvorby solí dvoch kyselín a ClO 2 s vodou za vzniku dvoch kyselín:

a) 2N02 + 2NaOH \u003d NaN02 + NaN03 + H20

b) 2ClO2 + H20 (studená) = HClO2 + HClO3

2ClO2 + 2NaOH (studený) = NaClO2 + NaClO3 + H20

Oxidy CrO3 a Mn207 (chróm a mangán v najvyšší stupeň oxidácia) sú tiež kyslé.

Amfotérne oxidy- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) amfotérnych hydroxidov si zachovávajú chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov.

Typické amfigény (okrem Ga) pri spaľovaní na vzduchu tvoria oxidy BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 a PbO; amfotérny oxid s Ga203, SnO a Pb02 sa získavajú inými spôsobmi.

dvojité oxidy sú tvorené buď atómami jedného amfotérneho prvku v rôznych oxidačných stupňoch, alebo atómami dvoch rôznych (kovových, amfotérnych) prvkov, čo určuje ich chemické vlastnosti. Príklady:

(Fe II Fe 2 III) O 4, (Рb 2 II Pb IV) O 4, (MgAl 2) O 4, (CaTi) O3.

Oxid železitý vzniká spaľovaním železa na vzduchu, oxid olovnatý - slabým zahrievaním olova v kyslíku; oxidy dvoch rôznych kovov sa získavajú inými metódami.

Nesolitvorné oxidy- oxidy nekovov, ktoré neobsahujú kyslé hydroxidy a nevstupujú do reakcií tvorby solí (na rozdiel od zásaditých, kyslých a amfotérnych oxidov), napríklad: CO, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Hydroxidy- zlúčeniny prvkov (okrem fluóru a kyslíka) s hydroxoskupinami O -II H, môžu obsahovať aj kyslík O -II. V hydroxidoch je oxidačný stav prvku vždy kladný (od +I do +VIII). Počet hydroxoskupín je od 1 do 6. Delia sa podľa chemických vlastností:

Zásadité hydroxidy (zásady) tvorené prvkami s kovovými vlastnosťami.

Získava sa reakciami príslušných zásaditých oxidov s vodou:

M2O + H2O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H20 \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Výnimka: Hydroxidy Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 a Ni(OH) 2 sa získavajú inými metódami.

Pri zahrievaní nastáva skutočná dehydratácia (strata vody) pre nasledujúce hydroxidy:

2LiOH \u003d Li20 + H20

M (OH) 2 \u003d MO + H2O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Zásadité hydroxidy nahrádzajú svoje hydroxoskupiny kyslými zvyškami za vzniku solí, kovové prvky si zachovávajú svoj oxidačný stav v katiónoch solí.

Zásadité hydroxidy, ktoré sú dobre rozpustné vo vode (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 a pod.) sú tzv. alkálie, keďže práve s ich pomocou vzniká v roztoku zásadité prostredie.

Kyslé hydroxidy (kyseliny) tvorené prvkami s nekovovými vlastnosťami. Príklady:

Po disociácii v zried vodný roztok vznikajú katióny H + (presnejšie H 3 O +) a nasledujúce anióny, príp zvyšky kyselín:

Kyseliny možno získať reakciami zodpovedajúcich kyslých oxidov s vodou (nasledovné sú aktuálne prebiehajúce reakcie):

Cl20 + H20 \u003d 2HClO

E2O3 + H2O \u003d 2NEO2 (E \u003d N, As)

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

EO2 + H20 \u003d H2EO3 (E \u003d C, Se)

E2O5 + H2O \u003d 2HEO3 (E \u003d N, P, I)

E205 + 3H20 \u003d 2H3EO4 (E \u003d P, As)

EO3 + H20 = H2EO4 (E = S, Se, Cr)

E207 + H2O \u003d 2HEO4 (E \u003d Cl, Mn)

Výnimka: SO 2 oxid ako kyslý hydroxid zodpovedá SO 2 polyhydrátu n H 2 O („kyselina sírová H 2 SO 3“ neexistuje, ale zvyšky kyselín HSO 3 - a SO 3 2- sú prítomné v soliach).

Keď sa niektoré kyseliny zahrejú, dôjde k skutočnej dehydratácii a vytvoria sa zodpovedajúce oxidy kyselín:

2HAs02 \u003d As 203 + H20

H2EO3 \u003d EO2 + H2O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO3 \u003d I205 + H20

2H3As04\u003dAs205 + H20

H2Se04 \u003d Se03 + H20

Pri nahradení (skutočného a formálneho) vodíka kyselín kovmi a amfigénmi vznikajú soli, zvyšky kyselín si zachovávajú svoje zloženie a náboj v soliach. Kyseliny H 2 SO 4 a H 3 RO 4 v zriedenom vodnom roztoku reagujú s kovmi a amfigénmi, ktoré sú v sérii napätí naľavo od vodíka, pričom vznikajú zodpovedajúce soli a uvoľňuje sa vodík (kyselina HNO 3 nie je vstupujú do takýchto reakcií; nižšie sú typické kovy, okrem Mg nie sú uvedené, pretože reagujú s vodou za podobných podmienok):

M + H2S04 (pasb.) \u003d MS04 + H2^ (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H2S04 (razb.) \u003d M2 (S04)3 + 3H2^ (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H3PO4 (rozdiel) \u003d M3 (P04)2v + 3H2^ (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Na rozdiel od anoxických kyselín sa kyslé hydroxidy nazývajú kyslíkaté kyseliny alebo oxokyseliny.

Amfotérne hydroxidy tvorené prvkami s amfotérnymi vlastnosťami. Typické amfotérne hydroxidy:

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

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

Vznikajú z amfotérnych oxidov a vody, ale podliehajú skutočnej dehydratácii a tvoria amfotérne oxidy:

Výnimka: pre železo(III) je známy iba metahydroxid FeO(OH), "hydroxid železitý Fe(OH) 3" neexistuje (nezískané).

Amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti zásaditých a kyslých hydroxidov; tvoria dva typy solí, v ktorých je amfotérny prvok súčasťou buď katiónov solí alebo ich aniónov.

Pre prvky s viacerými oxidačnými stavmi platí pravidlo: čím vyšší oxidačný stav, tým výraznejší kyslé vlastnosti hydroxidy (a/alebo zodpovedajúce oxidy).

soľ- spojenia tvorené z katiónov zásadité alebo amfotérne (v úlohe zásaditých) hydroxidy a anióny(zvyšky) kyslých alebo amfotérnych (v úlohe kyslých) hydroxidov. Na rozdiel od anoxických solí sa tu uvažované soli nazývajú okysličené soli alebo oxosoli. Delia sa podľa zloženia katiónov a aniónov:

Stredné soli obsahujú stredne kyslé zvyšky CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- a iné; napríklad: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

Ak sa stredne veľké soli získajú reakciami zahŕňajúcimi hydroxidy, potom sa činidlá odoberú v ekvivalentných množstvách. Napríklad soľ K2C03 možno získať použitím reagencií v pomeroch:

2KOH a 1H2C03, 1K20 a 1H2C03, 2KOH a 1C02.

Reakcie na tvorbu stredných solí:

Báza + kyselina > soľ + voda

1a) zásaditý hydroxid + kyslý hydroxid >…

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20

Cu(OH)2 + 2HN03 = Cu(N03)2 + 2H20

1b) amfotérny hydroxid + kyslý hydroxid >…

2Al (OH)3 + 3H2S04 \u003d Al2(S04)3 + 6H20

Zn(OH)2 + 2HN03 \u003d Zn(N03)2 + 2H20

1c) zásaditý hydroxid + amfotérny hydroxid >…

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAl02 + 2H20 (v tavenine)

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2Zn02 + 2H20 (v tavenine)

Zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda

2a) zásaditý oxid + kyslý hydroxid >…

Na20 + H2S04 \u003d Na2S04 + H20

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H2O

2b) amfotérny oxid + kyslý hydroxid >…

Al203 + 3H2S04 \u003d Al2(SO4)3 + 3H20

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H20

2c) zásaditý oxid + amfotérny hydroxid >…

Na20 + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAl02 + ZN20 (v tavenine)

Na20 + Zn(OH)2 = Na2Zn02 + H20 (v tavenine)

Báza + Oxid kyseliny > Soľ + Voda

Pre) zásaditý hydroxid + kyslý oxid > ...

2NaOH + SO3 \u003d Na2S04 + H20

Ba (OH)2 + C02 \u003d BaC03 + H20

3b) amfotérny hydroxid + kyslý oxid >…

2Al (OH)3 + 3S03 \u003d Al2(S04)3 + 3H20

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H20

Sv) zásaditý hydroxid + amfotérny oxid >…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2 NaAlO 2 + H 2 O (v tavenine)

2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H20 (v tavenine)

Oxid zásaditý + Oxid kyseliny > Soľ

4a) zásaditý oxid + kyslý oxid >…

Na2O + SO3 \u003d Na2S04, BaO + CO2 \u003d BaCO3

4b) amfotérny oxid + kyslý oxid >…

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

4c) zásaditý oxid + amfotérny oxid >…

Na20 + Al203 \u003d 2NaAl02, Na20 + ZnO \u003d Na2ZnO2

Reakcie 1c, ak pokračujú Riešenie sprevádzané tvorbou ďalších produktov - komplexné soli:

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

KOH (konc.) + Cr (OH)3 \u003d K3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na2 (M \u003d Be, Zn)

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

Všetky stredné soli v roztoku sú silné elektrolyty (úplne disociujú).

Kyslé soli obsahujú zvyšky kyslých kyselín (s vodíkom) HCO 3 -, H 2 PO 4 2-, HPO 4 2- atď., vznikajú pôsobením zásaditých a amfotérnych hydroxidov alebo stredných solí nadbytku kyslých hydroxidov obsahujúcich aspoň dva atómy vodíka v molekule; zodpovedajúce kyslé oxidy pôsobia podobne:

NaOH + H2S04 (konc.) = NaHS04 + H20

Ba (OH)2 + 2H3RO4 (konc.) \u003d Ba (H2RO4)2 + 2H20

Zn (OH) 2 + H3P04 (konc.) \u003d ZnHPO4 v + 2H20

PbS04 + H2S04 (konc.) = Pb (HS04)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)

Na2EO3 + EO2 + H20 \u003d 2NaHEO3 (E \u003d C, S)

Keď sa pridá hydroxid príslušného kovu alebo amfigénu, kyslé soli sa premenia na stredné:

NaHS04 + NaOH \u003d Na2S04 + H20

Pb (HS04)2 + Pb (OH)2 \u003d 2PbS04 v + 2H20

Takmer všetky soli kyselín sú vysoko rozpustné vo vode, úplne disociujú (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Zásadité soli obsahujú OH hydroxoskupiny, považované za samostatné anióny, napríklad FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2, Cu 2 CO 3 (OH) 2, vznikajú pri vystavení kyslým hydroxidom prebytok zásaditý hydroxid obsahujúci aspoň dve hydroxyskupiny v jednotke vzorca:

Co (OH) 2 + HN03 \u003d CoN03 (OH) v + H20

2Ni(OH)2 + H2S04 = Ni2S04 (OH)2v + 2H20

2Cu(OH)2 + H2C03 = Cu2C03(OH)2v + 2H20

Zásadité soli tvorené silnými kyselinami sa po pridaní zodpovedajúceho kyslého hydroxidu menia na stredné:

CoN03 (OH) + HN03 \u003d Co (N03)2 + H20

Ni2S04 (OH)2 + H2S04 \u003d 2NiS04 + 2H20

Väčšina zásaditých solí je vo vode málo rozpustná; ak sú tvorené slabými kyselinami, zrážajú sa kohydrolýzou:

2MgCl2 + H20 + 2Na2CO3 \u003d Mg2C03 (OH)2v + CO2^ + 4NaCl

podvojné soli obsahujú dva chemicky odlišné katióny; napríklad: CaMg (CO 3) 2, KAl (SO 4) 2, Fe (NH 4) 2 (SO 4) 2, LiAl (SiO 3) 2. Mnoho podvojných solí sa tvorí (vo forme kryštalických hydrátov) počas spoločnej kryštalizácie zodpovedajúcich stredných solí z nasýteného roztoku:

K2S04 + MgS04 + 6H20 \u003d K2 Mg (S04) 2 6H 2 Ov

Podvojné soli sú často menej rozpustné vo vode v porovnaní s individuálnymi strednými soľami.

Binárne spojenia- toto je komplexné látky, ktoré nepatria do tried oxidov, hydroxidov a solí a pozostávajú z katiónov a bezkyslíkatých aniónov (reálnych alebo podmienených).

Ich chemické vlastnosti sú rôzne a sú zohľadnené v anorganická chémia samostatne pre nekovy rôznych skupín Periodický systém; v tomto prípade sa klasifikácia uskutočňuje podľa typu aniónu.

Príklady:

a) halogenidy: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7

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

v) nitridy: NH3, NH3H20, Li3N, Mg3N2, AlN, Si3N4

G) karbidy: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC

e) silicidy: Li4Si, Mg2Si, ThSi2

e) hydridy: LiH, CaH2, A1H3, SiH4

a) peroxid H202, Na202, Ca02

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

Typ chemická väzba medzi týmito binárnymi zlúčeninami sa rozlišujú:

kovalentný: OF 2, IF 7, H2S, P2S5, NH3, H202

iónové: Nal, K2Se, Mg3N2, CaC2, Na202, KO2

Zoznámte sa dvojitý(s dvoma rôznymi katiónmi) a zmiešané(s dvoma rôznymi aniónmi) binárne zlúčeniny, napríklad: KMgCl 3, (FeCu)S 2 a Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl202, As(O)F3.

Všetky iónové komplexné soli (okrem hydroxokomplexných solí) tiež patria do tejto triedy komplexných látok (hoci sa zvyčajne posudzujú oddelene), napríklad:

SO4K4Na3

Cl K 3 K 2

Binárne zlúčeniny zahŕňajú napríklad kovalentné komplexné zlúčeniny bez vonkajšej gule a [Na(CO)4].

Analogicky so vzťahom hydroxidov a solí sú bezkyslíkaté kyseliny a soli izolované zo všetkých binárnych zlúčenín (ostatné zlúčeniny sú klasifikované ako ostatné).

Anoxické kyseliny obsahujú (podobne ako oxokyseliny) pohyblivý vodík H+, a preto vykazujú niektoré chemické vlastnosti kyslých hydroxidov (disociácia vo vode, účasť na reakciách tvorby solí ako kyselina). Bežné anoxické kyseliny sú HF, HCl, HBr, HI, HCN a H2S, z toho HF, HCN a H2S - slabé kyseliny a zvyšok je silný.

Príklady reakcie tvorby soli:

2HBr + ZnO = ZnBr2 + H20

2H2S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H20

2HI + Pb (OH) 2 \u003d Pbl 2 v + 2H20

Kovy a amfigény, stojace v sérii napätí naľavo od vodíka a nereagujúce s vodou, interagujú so silnými kyselinami HCl, HBr a HI (v všeobecný pohľad NG) v zriedenom roztoku a vytesniť z nich vodík (uvedené sú skutočné reakcie):

M + 2NG = MG2 + H2^ (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG3 + H2^ (M = Al, Ga)

Anoxické soli tvorené katiónmi kovov a amfigénmi (ako aj amónnym katiónom NH 4 +) a aniónmi (zvyškami) bezkyslíkatých kyselín; príklady: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba(HS)2, NaCN, NH4Cl. Vykazujú niektoré chemické vlastnosti oxosolí.

Všeobecný spôsob získanie bezkyslíkatých solí s jednoprvkovými aniónmi - interakcia kovov a amfigénov s nekovmi F 2, Cl 2, Br 2 a I 2 (vo všeobecnej forme G 2) a sírou S (uvedené sú skutočné reakcie):

2M + G2 = 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 + ZG2 = 2MG3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M2S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

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

2M + 3S = M2S3 (M = Al, Ga, Cr)

Výnimky:

a) Cu a Ni reagujú len s halogénmi Cl 2 a Br 2 (produkty MCl 2, MBr 2)

b) Cr a Mn reagujú s Cl2, Br2 a I2 (produkty CrCl3, CrBr3, CrI3 a MnCl2, MnBr2, MnI2)

c) Fe reaguje s F 2 a Cl 2 (produkty FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (zmes FeBr 3 a FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reaguje s S za vzniku zmesi produktov Cu 2 S a CuS

Iné binárne zlúčeniny- všetky látky tejto triedy, okrem bezkyslíkatých kyselín a solí zaradených do samostatných podtried.

Metódy získavania binárnych zlúčenín tejto podtriedy sú rôznorodé, najjednoduchšia je interakcia jednoduchých látok (uvedené sú skutočné reakcie):

a) halogenidy:

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

2P + 5G2 = 2RG5 (G = F, CI, Br)

C + 2F2 = CF4

Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)

b) chalkogenidy:

2As + 3S = As2S3

2E + 5S = E2S5 (E = P, As)

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

c) nitridy:

3H2 + N22NH3

6M + N2 \u003d 2M 3N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N2 \u003d M3N2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N2 = 2AlN

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

d) karbidy:

2M + 2C \u003d M2C2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

M + 2C = MC2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4C 3

e) silicidy:

4Li + Si = Li4Si

2M + Si = M2Si (M = Mg, Ca)

f) hydridy:

2M + H2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H2 \u003d MH2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroxidy, superoxidy:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (spaľovanie na vzduchu)

M + O 2 \u003d MO2 (M \u003d K, Rb, Cs; spaľovanie na vzduchu)

Mnohé z týchto látok úplne reagujú s vodou (častejšie sa hydrolyzujú bez zmeny oxidačných stavov prvkov, ale hydridy pôsobia ako redukčné činidlá a superoxidy vstupujú do dismutačných reakcií):

PCl5 + 4H20 \u003d H3PO4 + 5HCl

SiBr4 + 2H20 \u003d Si02v + 4HBr

P2S5 + 8H20 \u003d 2H3PO4 + 5H2S ^

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

Mg3N2 + 8H20 \u003d 3Mg (OH)2v + 2 (NH3H20)

Na3N + 4H20 \u003d 3NaOH + NH3H20

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

MC2 + 2H20 \u003d M (OH)2 + C2H2^ (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Al4C3 + 12H20 \u003d 4Al (OH)3v + 3CH4^

MH + H20 \u003d MOH + H2^ (M \u003d Li, Na, K)

MgH2 + 2H20 \u003d Mg (OH)2v + H2^

CaH2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2^

Na202 + 2H20 \u003d 2NaOH + H202

2MO2 + 2H20 = 2MOH + H202 + O2^ (M = K, Rb, Cs)

Iné látky sú naopak vode odolné, medzi nimi SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si a Ca 2 Si.

Príklady úloh k časti A, B, C

1. Jednoduché látky sú

1) fullerén

2. Vo vzorcoch jednotky reakčných produktov

Si + CF12 >…, Si + O2 >…, Si + Mg >…

3. V reakčných produktoch obsahujúcich kov

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

celková suma počet atómov všetkých prvkov je

4. Oxid vápenatý môže reagovať (individuálne) so všetkými látkami súpravy

1) C02, NaOH, NO

2) HBr, S03, NH4CI

3) BaO, S03, KMgCl3

4) 02, A1203, NH3

5. Prebehne reakcia medzi oxidom sírovým (IV) a

6. Soľ МAlO 2 vzniká pri fúzii

2) A1203 a KOH

3) Al a Ca(OH)2

4) Al203 a Fe203

7. V molekulová rovnica reakcie

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

súčet koeficientov je

8. Produkty reakcie N 2 O 5 + NaOH > ... sú

1) Na20, HNO3

3) NaN03, H20

4) NaN02, N2, H20

9. Sada základov 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. Hydroxid draselný reaguje v roztoku (oddelene) s látkami súpravy

4) S03, FeCl3

11–12. Zvyšok zodpovedajúci uvedenej kyseline

11. sírový

12. Dusík

má vzorec

13. Z kyseliny chlorovodíkovej a zriedenej kyseliny sírovej nezvýrazňuje plyn iba kov

14. Amfotérny hydroxid je

15-16. Podľa uvedených vzorcov hydroxidov

15. H3P04, Pb(OH)2

16. Cr(OH)3, HN03

je odvodený vzorec pre priemernú soľ

1) Pb 3 (PO 4) 2

17. Po prechode nadbytku H 2 S cez roztok hydroxidu bárnatého bude konečný roztok obsahovať soľ

18. Možné reakcie:

1) CaSO3 + H2SO4 >…

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…

3) NaHCOg + K2S04 >…

4) Al(HS04)3 + NaOH >…

19. V reakčnej rovnici (CaOH) 2 CO 3 (t) + H 3 PO 4 > CaHPO 4 v + ...

súčet koeficientov je

20. Vytvorte súlad medzi vzorcom látky a skupinou, do ktorej patrí.

21. Vytvorte súlad medzi východiskovými materiálmi a reakčnými produktmi.

22. V schéme premien

látky A a B sú uvedené v súprave

1) NaN03, H20

4) HN03, H20

23. Zostavte rovnice možných reakcií podľa schémy

FeS > H2S + PbS > PbSO4 > Pb(HS04)2

24. Vytvorte rovnice pre štyri možné reakcie medzi látkami:

1) Kyselina dusičná(konc.)

2) uhlík (grafit alebo koks)

3) oxid vápenatý

Klasifikácia anorganických látok je založená na chemické zloženie- najjednoduchšia a najstálejšia charakteristika v čase. Chemické zloženie látky ukazuje, ktoré prvky sú v nej prítomné a v akom číselnom pomere pre ich atómy.

Prvky konvenčne rozdelené na prvky s kovovými a nekovovými vlastnosťami. Prvý z nich je vždy zahrnutý katiónov viacprvkové látky (kovové vlastnosti), druhý - v zložení anióny (nekovový vlastnosti). V súlade s periodickým zákonom v periódach a skupinách medzi týmito prvkami existujú amfotérne prvky, ktoré súčasne vykazujú kovové a nekovové prvky v tej či onej miere. (amfotérne, duálne) vlastnosti. Prvky skupiny VIIIA sa naďalej posudzujú oddelene (vzácne plyny), aj keď pre Kr, Xe a Rn boli zistené jednoznačne nekovové vlastnosti (prvky He, Ne, Ar sú chemicky inertné).

Klasifikácia jednoduchých a zložitých anorganických látok je uvedená v tabuľke. 6.

Nižšie sú uvedené definície (definície) tried anorganických látok, ich najdôležitejšie chemické vlastnosti a spôsoby získavania.

anorganické látky- zlúčeniny tvorené všetkými chemickými prvkami (okrem väčšiny organických zlúčenín uhlíka). Podľa chemického zloženia sa delia na:

Jednoduché látky zložené z atómov toho istého prvku. Podľa chemických vlastností sa delia na:

Kovy- jednoduché látky prvkov s kovovými vlastnosťami (nízka elektronegativita). Typické kovy:

Kovy majú v porovnaní s typickými nekovmi vysokú redukčnú schopnosť. V elektrochemickej sérii napätí sú oveľa vľavo od vodíka, vytláčajú vodík z vody (horčík - počas varu):

Jednoduché látky prvkov Cu, Ag a Ni sa označujú aj ako kovy, keďže v ich oxidoch CuO, Ag 2 O, NiO a hydroxidoch Cu (OH) 2, Ni (OH) 2 dominujú zásadité vlastnosti.

nekovy- jednoduché látky prvkov s nekovovými vlastnosťami (vysoká elektronegativita). Typické nekovy: F2, Cl2, Br2, I2, O2, S, N2, P, C, Si.

Nekovy majú v porovnaní s typickými kovmi vysokú oxidačnú silu.

Amfigény majú nižšiu redukčnú silu v porovnaní s typickými kovmi. V elektrochemickom rade napätí susedia s vodíkom vľavo alebo stoja za ním vpravo.

Aerogény- vzácne plyny, monatomické jednoduché látky prvkov skupiny VIIIA-skupina: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Z nich He, Ne a Ar sú chemicky pasívne (zlúčeniny s inými prvkami neboli získané), zatiaľ čo Kr, Xe a Rn vykazujú niektoré vlastnosti nekovov s vysokou elektronegativitou.

Komplexné látky zložené z atómov rôznych prvkov. Delené podľa zloženia a chemických vlastností:

oxidy- zlúčeniny prvkov s kyslíkom, oxidačný stav kyslíka v oxidoch je vždy rovný (-II). Delené podľa zloženia a chemických vlastností:

Zásadité oxidy- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) zásaditých hydroxidov si zachovávajú chemické vlastnosti zásaditých hydroxidov.

Z typických kovov iba Li, Mg, Ca a Sr tvoria pri spaľovaní na vzduchu oxidy Li20, MgO, CaO a SrO; oxidy Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O a BaO sa získavajú inými metódami.

Oxidy CuO, Ag 2 O a NiO sú tiež klasifikované ako zásadité.

Oxidy kyselín- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) kyslých hydroxidov, zachovávajú si ich chemické vlastnosti.

a) 2N02 + 2NaOH \u003d NaN02 + NaN03 + H20

b) 2ClO2 + H20 (studená) = HClO2 + HClO3

2ClO2 + 2NaOH (studený) = NaClO2 + NaClO3 + H20

Kyslé sú aj oxidy CrO 3 a Mn 2 O 7 (chróm a mangán v najvyššom oxidačnom stupni).

Amfotérne oxidy- produkty úplnej dehydratácie (skutočnej alebo podmienenej) amfotérnych hydroxidov si zachovávajú chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov.

Typické amfigény (okrem Ga) pri spaľovaní na vzduchu tvoria oxidy BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 a PbO; amfotérne oxidy Ga 2 O 3, SnO a PbO 2 sa získavajú inými metódami.

(Fe II Fe 2 III) O 4, (Рb 2 II Pb IV) O 4, (MgAl 2) O 4, (CaTi) O3.

Oxid železitý vzniká spaľovaním železa na vzduchu, oxid olovnatý - slabým zahrievaním olova v kyslíku; oxidy dvoch rôznych kovov sa získavajú inými metódami.

Zásadité hydroxidy (zásady) tvorené prvkami s kovovými vlastnosťami.

Získava sa reakciami príslušných zásaditých oxidov s vodou:

M2O + H2O \u003d 2MON (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs)

MO + H20 \u003d M (OH) 2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

Výnimka: Hydroxidy Mg(OH) 2, Cu(OH) 2 a Ni(OH) 2 sa získavajú inými metódami.

Pri zahrievaní nastáva skutočná dehydratácia (strata vody) pre nasledujúce hydroxidy:

2LiOH \u003d Li20 + H20

M (OH) 2 \u003d MO + H2O (M \u003d Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Zásadité hydroxidy nahrádzajú svoje hydroxoskupiny kyslými zvyškami za vzniku solí, kovové prvky si zachovávajú svoj oxidačný stav v katiónoch solí.

Zásadité hydroxidy, ktoré sú dobre rozpustné vo vode (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 a pod.) sú tzv. alkálie, keďže práve s ich pomocou vzniká v roztoku zásadité prostredie.

Kyslé hydroxidy (kyseliny) tvorené prvkami s nekovovými vlastnosťami. Príklady:

Disociáciou v zriedenom vodnom roztoku vznikajú katióny H + (presnejšie H 3 O +) a nasledujúce anióny, príp. zvyšky kyselín:

Kyseliny možno získať reakciami zodpovedajúcich kyslých oxidov s vodou (nasledovné sú aktuálne prebiehajúce reakcie):

Cl20 + H20 \u003d 2HClO

E2O3 + H2O \u003d 2NEO2 (E \u003d N, As)

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

EO2 + H20 \u003d H2EO3 (E \u003d C, Se)

E2O5 + H2O \u003d 2HEO3 (E \u003d N, P, I)

E205 + 3H20 \u003d 2H3EO4 (E \u003d P, As)

EO3 + H20 = H2EO4 (E = S, Se, Cr)

E207 + H2O \u003d 2HEO4 (E \u003d Cl, Mn)

Výnimka: SO 2 oxid ako kyslý hydroxid zodpovedá SO 2 polyhydrátu n H 2 O („kyselina sírová H 2 SO 3“ neexistuje, ale zvyšky kyselín HSO 3 - a SO 3 2 - sú prítomné v soliach).

Keď sa niektoré kyseliny zahrejú, dôjde k skutočnej dehydratácii a vytvoria sa zodpovedajúce oxidy kyselín:

2HAs02 \u003d As 203 + H20

H2EO3 \u003d EO2 + H2O (E \u003d C, Si, Ge, Se)

2HIO3 \u003d I205 + H20

2H3As04\u003dAs205 + H20

H2Se04 \u003d Se03 + H20

M + H2S04 (pasb.) \u003d MS04 + H2 (M \u003d Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H2S04 (razb.) \u003d M2 (S04)3 + 3H2 (M \u003d Al, Ga)

3M + 2H3PO4(razb.) \u003dM3(P04)2↓ + 3H2 (M \u003d Mg, Fe, Zn)

Na rozdiel od anoxických kyselín sa kyslé hydroxidy nazývajú kyslíkaté kyseliny alebo oxokyseliny.

Amfotérne hydroxidy tvorené prvkami s amfotérnymi vlastnosťami. Typické amfotérne hydroxidy:

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

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

Vznikajú z amfotérnych oxidov a vody, ale podliehajú skutočnej dehydratácii a tvoria amfotérne oxidy:

Výnimka: pre železo(III) je známy iba metahydroxid FeO(OH), "hydroxid železitý Fe(OH) 3" neexistuje (nezískané).

Amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti zásaditých a kyslých hydroxidov; tvoria dva typy solí, v ktorých je amfotérny prvok súčasťou buď katiónov solí alebo ich aniónov.

Pre prvky s viacerými oxidačnými stupňami platí pravidlo: čím vyšší oxidačný stupeň, tým výraznejšie kyslé vlastnosti hydroxidy (a/alebo zodpovedajúce oxidy).

Stredné soli obsahujú stredne kyslé zvyšky CO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3-, SO 4 2- atď.; napríklad: K 2 CO 3, Mg (NO 3) 2, Cr 2 (SO 4) 3, Zn 3 (PO 4) 2.

2KOH a 1H2C03, 1K20 a 1H2C03, 2KOH a 1C02.

Reakcie na tvorbu stredných solí:

Báza + kyselina → soľ + voda

1a) zásaditý hydroxid + kyslý hydroxid →…

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H20

Cu(OH)2 + 2HN03 = Cu(N03)2 + 2H20

1b) amfotérny hydroxid + kyslý hydroxid →…

2Al (OH)3 + 3H2S04 \u003d Al2(S04)3 + 6H20

Zn(OH)2 + 2HN03 \u003d Zn(N03)2 + 2H20

1c) zásaditý hydroxid + amfotérny hydroxid →…

NaOH + Al (OH) 3 \u003d NaAl02 + 2H20 (v tavenine)

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2Zn02 + 2H20 (v tavenine)

Zásaditý oxid + kyselina = soľ + voda

2a) zásaditý oxid + kyslý hydroxid →…

Na20 + H2S04 \u003d Na2S04 + H20

CuO + 2HNO 3 \u003d Cu (NO 3) 2 + H2O

2b) amfotérny oxid + kyslý hydroxid →…

Al203 + 3H2S04 \u003d Al2(SO4)3 + 3H20

ZnO + 2HNO 3 \u003d Zn (NO 3) 2 + H20

2c) zásaditý oxid + amfotérny hydroxid →…

Na20 + 2Al (OH) 3 \u003d 2NaAl02 + ZN20 (v tavenine)

Na20 + Zn(OH)2 = Na2Zn02 + H20 (v tavenine)

Báza + Oxid kyseliny → Soľ + Voda

Pre) zásaditý hydroxid + kyslý oxid → ...

2NaOH + SO3 \u003d Na2S04 + H20

Ba (OH)2 + C02 \u003d BaC03 + H20

3b) amfotérny hydroxid + kyslý oxid →…

2Al (OH)3 + 3S03 \u003d Al2(S04)3 + 3H20

Zn (OH) 2 + N 2 O 5 \u003d Zn (NO 3) 2 + H20

Sv) zásaditý hydroxid + amfotérny oxid →…

2NaOH + Al 2 O 3 \u003d 2 NaAlO 2 + H 2 O (v tavenine)

2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H20 (v tavenine)

Oxid zásaditý + Oxid kyseliny → Soľ

4a) zásaditý oxid + kyslý oxid →…

Na2O + SO3 \u003d Na2S04, BaO + CO2 \u003d BaCO3

4b) amfotérny oxid + kyslý oxid →…

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

4c) zásaditý oxid + amfotérny oxid →…

Na20 + Al203 \u003d 2NaAl02, Na20 + ZnO \u003d Na2ZnO2

Reakcie 1c, ak pokračujú Riešenie sprevádzané tvorbou ďalších produktov - komplexné soli:

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

KOH (konc.) + Cr (OH)3 \u003d K3

2NaOH (konc.) + M (OH) 2 \u003d Na2 (M \u003d Be, Zn)

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

Všetky stredné soli v roztoku sú silné elektrolyty (úplne disociujú).

NaOH + H2S04 (konc.) = NaHS04 + H20

Ba (OH)2 + 2H3RO4 (konc.) \u003d Ba (H2RO4)2 + 2H20

Zn (OH) 2 + H3PO4 (konc.) \u003d ZnHPO4 ↓ + 2H20

PbS04 + H2S04 (konc.) = Pb (HS04)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)

Na2EO3 + EO2 + H20 \u003d 2NaHEO3 (E \u003d C, S)

Keď sa pridá hydroxid príslušného kovu alebo amfigénu, kyslé soli sa premenia na stredné:

NaHS04 + NaOH \u003d Na2S04 + H20

Pb (HS04)2 + Pb (OH)2 \u003d 2PbS04↓ + 2H20

Takmer všetky soli kyselín sú vysoko rozpustné vo vode, úplne disociujú (KHCO 3 = K + + HCO 3 -).

Co (OH) 2 + HNO 3 \u003d CoN0 3 (OH) ↓ + H 2 O

2Ni(OH)2 + H2S04 = Ni2S04 (OH)2↓ + 2H20

2Cu(OH)2 + H2CO3 = Cu2C03(OH)2↓ + 2H20

Zásadité soli tvorené silnými kyselinami sa po pridaní zodpovedajúceho kyslého hydroxidu menia na stredné:

CoN03 (OH) + HN03 \u003d Co (N03)2 + H20

Ni2S04 (OH)2 + H2S04 \u003d 2NiS04 + 2H20

Väčšina zásaditých solí je vo vode málo rozpustná; ak sú tvorené slabými kyselinami, zrážajú sa kohydrolýzou:

2MgCl2 + H20 + 2Na2CO3 \u003d Mg2C03(OH)2↓ + CO2 + 4NaCl

K2S04 + MgS04 + 6H20 \u003d K2Mg (S04)26H20 ↓

Podvojné soli sú často menej rozpustné vo vode v porovnaní s individuálnymi strednými soľami.

Binárne spojenia- ide o komplexné látky, ktoré nepatria do tried oxidov, hydroxidov a solí a pozostávajú z katiónov a bezkyslíkatých aniónov (reálnych alebo podmienených).

Ich chemické vlastnosti sú rôznorodé a v anorganickej chémii sa posudzujú osobitne pre nekovy rôznych skupín periodického systému; v tomto prípade sa klasifikácia uskutočňuje podľa typu aniónu.

Príklady:

a) halogenidy: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7

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

v) nitridy: NH3, NH3H20, Li3N, Mg3N2, AlN, Si3N4

G) karbidy: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC

e) silicidy: Li4Si, Mg2Si, ThSi2

e) hydridy: LiH, CaH2, A1H3, SiH4

a) peroxid H202, Na202, Ca02

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

Podľa typu chemickej väzby medzi týmito binárnymi zlúčeninami sa rozlišujú:

kovalentný: OF 2, IF 7, H2S, P2S5, NH3, H202

iónové: Nal, K2Se, Mg3N2, CaC2, Na202, KO2

Zoznámte sa dvojitý(s dvoma rôznymi katiónmi) a zmiešané(s dvoma rôznymi aniónmi) binárne zlúčeniny, napríklad: KMgCl 3, (FeCu)S 2 a Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl202, As(O)F3.

Všetky iónové komplexné soli (okrem hydroxokomplexných solí) tiež patria do tejto triedy komplexných látok (hoci sa zvyčajne posudzujú oddelene), napríklad:

SO4K4Na3

Cl K 3 K 2

Binárne zlúčeniny zahŕňajú napríklad kovalentné komplexné zlúčeniny bez vonkajšej gule a [Na(CO)4].

Analogicky so vzťahom hydroxidov a solí sú bezkyslíkaté kyseliny a soli izolované zo všetkých binárnych zlúčenín (ostatné zlúčeniny sú klasifikované ako ostatné).

Anoxické kyseliny obsahujú (podobne ako oxokyseliny) pohyblivý vodík H+, a preto vykazujú niektoré chemické vlastnosti kyslých hydroxidov (disociácia vo vode, účasť na reakciách tvorby solí ako kyselina). Bežné anoxické kyseliny sú HF, HCl, HBr, HI, HCN a H2S, z ktorých HF, HCN a H2S sú slabé kyseliny a zvyšok sú silné.

Príklady reakcie tvorby soli:

2HBr + ZnO = ZnBr2 + H20

2H2S + Ba (OH) 2 \u003d Ba (HS) 2 + 2H20

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

Kovy a amfigény, stojace v sérii napätí naľavo od vodíka a nereagujúce s vodou, interagujú so silnými kyselinami HCl, HBr a HI (vo všeobecnej forme NH) v zriedenom roztoku a vytláčajú z nich vodík (skutočné reakcie sú dané):

M + 2NG = MG2 + H2 (M = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6NG = 2MG3 + H2 (M = Al, Ga)

Všeobecnou metódou na získanie bezkyslíkatých solí s jednoprvkovými aniónmi je interakcia kovov a amfigénov s nekovmi F 2, Cl 2, Br 2 a I 2 (vo všeobecnej forme G 2) a sírou S (reálne reakcie sú dané):

2M + G2 = 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 + ZG2 = 2MG3 (M = Al, Ga, Cr)

2M + S \u003d M2S (M \u003d Li, Na, K, Rb, Cs, Ag)

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

2M + 3S = M2S3 (M = Al, Ga, Cr)

Výnimky:

a) Cu a Ni reagujú len s halogénmi Cl 2 a Br 2 (produkty MCl 2, MBr 2)

b) Cr a Mn reagujú s Cl2, Br2 a I2 (produkty CrCl3, CrBr3, CrI3 a MnCl2, MnBr2, MnI2)

c) Fe reaguje s F 2 a Cl 2 (produkty FeF 3, FeCl 3), s Br 2 (zmes FeBr 3 a FeBr 2), s I 2 (produkt FeI 2)

d) Cu reaguje s S za vzniku zmesi produktov Cu 2 S a CuS

Iné binárne zlúčeniny- všetky látky tejto triedy, okrem bezkyslíkatých kyselín a solí zaradených do samostatných podtried.

Metódy získavania binárnych zlúčenín tejto podtriedy sú rôznorodé, najjednoduchšia je interakcia jednoduchých látok (uvedené sú skutočné reakcie):

a) halogenidy:

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

2P + 5G2 = 2RG5 (G = F, CI, Br)

C + 2F2 = CF4

Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)

b) chalkogenidy:

2As + 3S = As2S3

2E + 5S = E2S5 (E = P, As)

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

c) nitridy:

6M + N2 \u003d 2M 3N (M \u003d Li, Na, K)

3M + N2 \u003d M3N2 (M \u003d Be, Mg, Ca)

2Al + N2 = 2AlN

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

d) karbidy:

2M + 2C \u003d M2C2 (M \u003d Li, Na)

2Be + C \u003d Be 2 C

M + 2C = MC2 (M = Ca, Sr, Ba)

4Al + 3C \u003d Al 4C 3

e) silicidy:

4Li + Si = Li4Si

2M + Si = M2Si (M = Mg, Ca)

f) hydridy:

2M + H2 \u003d 2MH (M \u003d Li, Na, K)

M + H2 \u003d MH2 (M \u003d Mg, Ca)

g) peroxidy, superoxidy:

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2 (spaľovanie na vzduchu)

M + O 2 \u003d MO2 (M \u003d K, Rb, Cs; spaľovanie na vzduchu)

PCl5 + 4H20 \u003d H3PO4 + 5HCl

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

P2S5 + 8H20 \u003d 2H3PO4 + 5H2S

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

Mg3N2 + 8H20 \u003d 3Mg (OH)2↓ + 2 (NH3H20)

Na3N + 4H20 \u003d 3NaOH + NH3H20

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

MC2 + 2H20 \u003d M (OH)2 + C2H2 (M \u003d Ca, Sr, Ba)

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

MH + H20 \u003d MOH + H2 (M \u003d Li, Na, K)

MgH2 + 2H20 \u003d Mg (OH)2 ↓ + H2

CaH2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + H2

Na202 + 2H20 \u003d 2NaOH + H202

2MO2 + 2H20 = 2MOH + H202 + O2 (M = K, Rb, Cs)

Iné látky sú naopak vode odolné, medzi nimi SF 6, NF 3, CF 4, CS 2, AlN, Si 3 N 4, SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si a Ca 2 Si.

Vzťah a príbuznosť chemických premien potvrdzuje genetická príbuznosť medzi triedami anorganických látok. Jedna jednoduchá látka, v závislosti od triedy a chemické vlastnosti tvorí reťaz premien zložitých látok – genetický rad.

anorganické látky

Zlúčeniny, ktoré nemajú uhlíkový skelet charakteristický pre organické látky, sa nazývajú anorganické alebo minerálne látky. Všetky minerálne zlúčeniny sú rozdelené do dvoch širokých skupín:

jednoduché, pozostávajúce z atómov jedného prvku;
komplex, vrátane atómov dvoch alebo viacerých prvkov.

Ryža. jeden. Všeobecná klasifikácia látok.

Jednoduché pripojenia zahŕňajú:

kovy (K, Mg, Ca);
nekovy (02, S, P);
inertné plyny (Kr, Xe, Rn).

Komplexné látky majú rozvetvenejšiu klasifikáciu uvedenú v tabuľke.

Ryža. 2. Klasifikácia komplexných látok.

Amfotérne kovy tvoria zodpovedajúce oxidy a hydroxidy. Amfotérne zlúčeniny vykazujú vlastnosti kyselín a zásad.

genetická séria

Jednoduché látky – kovy a nekovy – tvoria reťazce premien, ktoré odrážajú genetickú príbuznosť anorganických látok. Cez chemické reakcie adície, substitúcie a rozklady vznikajú nové jednoduchšie alebo zložitejšie zlúčeniny.

Každý článok v reťazci je spojený s predchádzajúcou prítomnosťou jednoduchej látky. Rozdiel medzi týmito dvoma typmi genetických sérií spočíva v reakcii s vodou: kovy tvoria rozpustné a nerozpustné zásady, nekovy tvoria kyseliny.

Hlavné reťazce transformácií sú popísané v tabuľke.

*Látka*	*genetická séria*	*Príklady*
	Aktívny kov → zásaditý oxid → zásada → soľ	2Ca + 02 -> 2CaO; CaO + H20 -> Ca (OH)2; Ca (OH)2 + 2HCl -> CaCl2 + 2H20
	Neaktívny kov → zásaditý oxid → soľ → nerozpustná zásada → zásaditý oxid → kov	2Cu + 02 -> 2CuO; CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20; CuCl2 + 2KOH -> Cu(OH)2 + 2KCI; Cu(OH)2 -> CuO + H20; CuO + H2 -> Cu + H20
Nekovové	→ kyslý oxid → rozpustná (silná) kyselina → soľ	4P + 502 -> 2P205; P205 + 3H20 -> 2H3P04; H3P04 + 3NaOH → Na3P04 + 3H20
Nekovové	→ kyslý oxid → soľ → nerozpustná (slabá) kyselina → kyslý oxid → nekov	Si + 02 -> Si02; Si02 + 2NaOH -> Na2Si03 + H20; Na2Si03 + 2HCl -> H2Si03 + 2NaCl; H2Si03 -> Si02 + H20; Si02 + 2Zn → 2ZnO + Si

Ryža. 3. Schéma genetického vzťahu medzi triedami.

Pomocou transformačného reťazca možno získať stredné (normálne) alebo kyslé soli. Komplexné soli môžu obsahovať niekoľko kovových a nekovových atómov.

Čo sme sa naučili?

Genetická väzba ukazuje vzťah medzi triedami anorganických látok. Vyznačuje sa genetická séria- rad premien jednoduchých látok. Medzi jednoduché látky patria kovy a nekovy. Kovy tvoria rozpustné a nerozpustné zásady v závislosti od aktivity. Nekovy sa premieňajú na silné alebo slabé kyseliny. Nové komplexné látky radu vznikajú adičnými, substitučnými a rozkladnými reakciami.

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.7. Celkový počet získaných hodnotení: 111.

Hmotný svet, v ktorom žijeme a ktorého sme malinkou súčasťou, je jeden a zároveň nekonečne rôznorodý. Jednota a rozmanitosť chemických látok tohto sveta sa najjasnejšie prejavuje v genetické spojenie látok, čo sa prejavuje v tzv genetická séria. Vyzdvihnime najviac vlastnosti tieto riadky:

1. Všetky látky tohto radu musia byť tvorené jedným chemickým prvkom. Napríklad séria napísaná pomocou nasledujúcich vzorcov:

$Br_2 → HBr → NaBr → NaNO_3$,

$NaBr + AgNO_3 = AgBr↓+ NaNO_3$.

$Br_2 → HBr → NaBr → AgBr$.

2. Látky tvorené tým istým prvkom musia patriť do rôznych tried, t.j. odráža rôzne formy jeho existencie.

3. Látky, ktoré tvoria genetický rad jedného prvku, musia byť spojené vzájomnými premenami. Na tomto základe sa dá rozlíšiť plný a neúplné genetické línie.

Napríklad vyššie uvedený genetický rad brómu bude neúplný, neúplný. A tu je ďalší riadok:

$Br_2 → HBr → NaBr → AgBr → Br_2$

už možno považovať za dokončené: začalo jednoduchá látka- bróm a tiež skončili. Zhrnutím vyššie uvedeného môžeme uviesť nasledujúcu definíciu genetického radu.

Genetika sa vzťahuje na množstvo látok - zástupcov rôznych tried, ktoré sú zlúčeninami toho istého chemický prvok, spojené vzájomnými premenami a odrážajúce spoločný pôvod týchto látok alebo ich genézu.

Genetická súvislosť je všeobecnejší pojem ako genetická séria, ktorá je síce živým, ale konkrétnym prejavom tohto spojenia, ktoré sa realizuje v akýchkoľvek vzájomných premenách látok. Potom, samozrejme, prvá séria látok uvedená v texte tiež zodpovedá tejto definícii.

Aby sme charakterizovali genetický vzťah anorganických látok, zvážime tri odrody genetických sérií.

Genetické kovová séria.

Najbohatšia séria kovov, ktoré vykazujú rôzne stupne oxidácie. Ako príklad uvažujme genetickú sériu železa s oxidačnými stavmi $+2$ a $+3$:

$(Fe)↙(\text"kov")→(FeCl_2)↙(\text"soľ - chlorid železitý")$ $→(Fe(OH)_2)↙(\text"zásada - hydroxid železitý( II)")$ $→(FeO)↙(\text"bázický oxid - oxid železitý")$ $→(Fe)↙(\text"kov")$ $→(FeCl_3)↙(\text" soľ - chlorid železitý")$ $→(Fe(OH)_3)↙(\text"hydroxid železitý je amfotérna zlúčenina s prevahou základných vlastností")$ $→(Fe_2O_3)↙(\ text"oxid železa(III), svojimi vlastnosťami podobný zodpovedajúcemu hydroxidu")$ $→(Fe)↙(\text"kov")$

Pripomeňme, že na oxidáciu železa na chlorid železitý je potrebné použiť slabšie oxidačné činidlo ako na získanie chloridu železitého:

Genetická séria nekovu.

Podobne ako séria kovov, aj nekovová séria s rôznymi oxidačnými stavmi je bohatšia na väzby, napríklad genetická séria síry s oxidačnými stavmi $+4$ a $+6$:

$(S)↙(\text"nekov") → (SO_2)↙(\text"kyslý oxid - oxid sírový")$ $ → (H_SO_3)↙(\text"kyselina sírová")$ $ → ( Na_SO_3)↙(\text"soľ - siričitan sodný")$ $ → (SO_2)↙(\text"oxid kyseliny - oxid sírový")$ $ → (SO_3)↙(\text"oxid kyseliny - oxid sírový (VI)") $ $ → (H_SO_4)↙(\text"kyselina sírová")$ $ → (SO_2)↙(\text"oxid kyseliny - oxid sírový (IV)") $ $→ (S)↙ (\ text"nekovové")$

Náročnosť môže spôsobiť len posledný prechod. Dodržujte pravidlo: na získanie jednoduchej látky z oxidovanej zlúčeniny prvku musíte na tento účel vziať jeho najviac redukovanú zlúčeninu, napríklad prchavú. vodíková väzba nekovové. V našom prípade:

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

Touto reakciou vzniká z vulkanických plynov v prírode síra.

Podobne pre chlór:

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

Genetická séria kovu, ktoré zodpovedajú amfotérnemu oxidu a hydroxidu, je veľmi bohatý na väzby, tk. vykazujú v závislosti od podmienok buď kyslé alebo zásadité vlastnosti.

Zvážte napríklad genetickú sériu zinku.

anorganické látky

genetická séria

Čo sme sa naučili?

Tématický kvíz

Hodnotenie správy

Prečítajte si tiež