Главная » Традиционный стиль » Генетическая связь между классами неорганических веществ. Генетическая связь между классами неорганических веществ Химия егэ взаимосвязь неорганических веществ комментарии

Генетическая связь между классами неорганических веществ. Генетическая связь между классами неорганических веществ Химия егэ взаимосвязь неорганических веществ комментарии

Материальный мир, в котором мы живем и крохотной частичкой которого мы являемся, един и в то же время бесконечно разнообразен. Единство и многообразие химических веществ этого мира наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, которая отражается в так называемых генетических рядах . Выделим наиболее характерные признаки таких рядов:

1. Все вещества этого ряда должны быть образованы одним химическим элементом. Например, ряд, записанный с помощью следующих формул:

$Br_2 → HBr → NaBr → NaNO_3$,

$NaBr + AgNO_3 = AgBr↓+ NaNO_3$.

$Br_2 → HBr → NaBr → AgBr$.

2. Вещества, образованные одним и тем же элементом, должны принадлежать к различным классам, т.е. отражать разные формы его существования.

3. Вещества, образующие генетический ряд одного элемента, должны быть связаны взаимопревращениями. По этому признаку можно различать полные и неполные генетические ряды.

Например, приведенный выше генетический ряд брома будет неполным, незавершенным. А вот следующий ряд:

$Br_2 → HBr → NaBr → AgBr → Br_2$

уже можно рассматривать как полный: он начинался простым веществом - бромом и им же закончился. Обобщая сказанное выше, можно дать следующее определение генетического ряда.

Генетическим называется ряд веществ - представителей разных классов, являющихся соединениями одного химического элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ или их генезис.

Генетическая связь - понятие более общее, чем генетический ряд, который является пусть и ярким, но частным проявлением этой связи, реализующейся при любых взаимных превращениях веществ. Тогда, очевидно, под это определение подходит и первый приведенный в тексте ряд веществ.

Для характеристики генетической связи неорганических веществ мы рассмотрим три разновидности генетических рядов.

Генетический ряд металла.

Наиболее богат ряд металла, у которого проявляются разные степени окисления. В качестве примера рассмотрим генетический ряд железа со степенями окисления $+2$ и $+3$:

${Fe}↙{\text"металл"}→{FeCl_2}↙{\text"соль - хлорид железа(II)"}$ $→{Fe(OH)_2}↙{\text"основание - гидроксид железа(II)"}$ $→{FeO}↙{\text"основный оксид - оксид железа(II)"}$ $→{Fe}↙{\text"металл"}$ $→{FeCl_3}↙{\text"соль - хлорид железа(III)"}$ $→{Fe(OH)_3}↙{\text"гидроксид железа (III) - амфотерное соединение с преобладанием основных свойств"}$ $→{Fe_2O_3}↙{\text"оксид железа(III), аналогичен по свойствам соответствующему гидроксиду"}$ $→{Fe}↙{\text"металл"}$

Напомним, что для окисления железа в хлорид железа (II) нужно взять более слабый окислитель, чем для получения хлорида железа (III):

Генетический ряд неметалла.

Аналогично ряду металла более богат связями ряд неметалла с разными степенями окисления, например, генетический ряд серы со степенями окисления $+4$ и $+6$:

${S}↙{\text"неметалл"} → {SO_2}↙{\text"кислотный оксид - оксид серы (IV)"}$ $ → {H_SO_3}↙{\text"сернистая кислота"}$ $ → {Na_SO_3}↙{\text"соль - сульфит натрия"}$ $ → {SO_2}↙{\text"кислотный оксид - оксид серы (IV)"}$ $ → {SO_3}↙{\text"кислотный оксид - оксид серы (VI)"} $ $ → {H_SO_4}↙{\text"серная кислота"}$ $ → {SO_2}↙{\text"кислотный оксид - оксид серы (IV)"} $ $→ {S}↙{\text"неметалл"}$

Затруднение может вызвать лишь последний переход. Руководствуйтесь правилом: чтобы получить простое вещество из окисленного соединения элемента, нужно взять для этой цели самое восстановленное его соединение, например, летучее водородное соединение неметалла. В нашем случае:

${SO_2}↖{+4}+2H_2{S}↖{-2}=2H_2O+S↖{0}↓.$

По этой реакции в природе из вулканических газов образуется сера.

Аналогично для хлора:

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

Генетический ряд металла, которому соответствуют амфотерные оксид и гидроксид, очень богат связями, т.к. они проявляют в зависимости от условий то кислотные, то основные свойства.

Например, рассмотрим генетический ряд цинка.

Классификация неорганических веществ базируется на химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нем и в каком числовом отношении для их атомов.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом в периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие одновременно в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIA-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Хе и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы Не, Ne, Ar химически инертны).

Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в табл. 6.

Ниже приводятся определения (дефиниции) классов неорганических веществ, их важнейшие химические свойства и способы получения.

Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химическими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Делятся по химическому составу:

Простые вещества образованы атомами одного элемента. Делятся по химическим свойствам:

Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

Простые вещества элементов Cu, Ag и Ni также относят к металлам, так как у их оксидов CuO, Ag 2 O, NiO и гидроксидов Cu(OH) 2 , Ni(OH) 2 преобладают основные свойства.

Неметаллы – простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы: F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , O 2 , S, N 2 , Р, С, Si.

Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены – амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены: Be, Cr, Zn, Аl, Sn, Pb.

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены – благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA-группы: Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.

Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:

Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Делятся по составу и химическим свойствам:

Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O +II F 2 -I и H 2 +I O 2 -I . Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S +IV Cl 2 -I O -II .

Оснoвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li 2 O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na 2 O, К 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O и ВаО получают другими способами.

Оксиды CuO, Ag 2 O и NiO также относят к основным.

Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO 2 , SeO 2 , Р 2 O 5 , As 2 O 3 , СO 2 и SiO 2 при сжигании на воздухе; оксиды Cl 2 O, Cl 2 O 7 , I 2 O 5 , SO 3 , SeO 3 , N 2 O 3 , N 2 O 5 и As 2 O 5 получают другими способами.

Исключение: у оксидов NO 2 и ClO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO 2 и ClO 2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO 2 и с водой, образуя две кислоты:

а) 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

б) 2ClO 2 + Н 2 O (хол.) = НClO 2 + НClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (хол.) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Оксиды CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.

Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 и РЬО; амфотерные оксиды Ga 2 O 3 , SnO и РЬO 2 получают другими способами.

Двойные оксиды образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

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

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N 2 O, SiO, S 2 O.

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О -II Н, могут содержать также кислород O -II . В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:

Оснoвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

М 2 O + Н 2 O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)

МО + Н 2 O = М(ОН) 2 (М = Са, Sr, Ва)

Исключение: гидроксиды Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 и Ni(OH) 2 получают другими способами.

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

2LiOH = Li 2 O + Н 2 O

М(ОН) 2 = МО + Н 2 O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН) 2 , Ва(ОН) 2 и др.) называют щелочами, так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.

Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н + (точнее, Н 3 O +) и следующие анионы, или кислотные остатки:

Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

Е 2 O 3 + Н 2 O = 2НЕO 2 (Е = N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O = H 2 EO 3 (Е = С, Se)

E 2 O 5 + H 2 O = 2HEO 3 (Е = N, Р, I)

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

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

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

Исключение : оксиду SO 2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO 2 n Н 2 O («сернистая кислота H 2 SO 3 » не существует, но кислотные остатки HSO 3 - и SO 3 2- присутствуют в солях).

При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:

2HAsO 2 = As 2 O 3 + H 2 O

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

2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H 2 SO 4 и Н 3 РO 4 в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO 3 в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):

М + H 2 SO 4 (pasб.) = MSO 4 + Н 2 ^ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (paзб.) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ^ (M = Al, Ga)

3M + 2Н 3 РO 4 (разб.) = M 3 (PO 4) 2 v + 3H 2 ^ (M = Mg, Fe, Zn)

В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:

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

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

He образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:

Исключение: для железа(III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа(III) Fe(OH) 3 » не существует (не получен).

Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.

Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).

Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей, соли, рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:

Средние соли содержат средние кислотные остатки СО 3 2- , NO 3 - , РО 4 3- , SO 4 2- и др.; например: К 2 СO 3 , Mg(NO 3) 2 , Cr 2 (SO 4) 3 , Zn 3 (PO 4) 2 .

Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль К 2 СO 3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях:

2КОН и 1Н 2 СO 3 , 1К 2 O и 1Н 2 СO 3 , 2КОН и 1СO 2 .

Реакции образования средних солей:

Основание + Кислота > Соль + Вода

1а) основный гидроксид + кислотный гидроксид >…

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 O

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

1б) амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид >…

2Al(ОН) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 O

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2Н 2 O

1в) основный гидроксид + амфотерный гидроксид >…

NaOH + Al(ОН) 3 = NaAlO 2 + 2Н 2 O (в расплаве)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O (в расплаве)

Основной оксид + Кислота = Соль + Вода

2а) основный оксид + кислотный гидроксид >…

Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 O

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

2б) амфотерный оксид + кислотный гидроксид >…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O

2в) основный оксид + амфотерный гидроксид >…

Na 2 O + 2Al(ОН) 3 = 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (в расплаве)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + Н 2 O (в расплаве)

Основание + Кислотный оксид > Соль + Вода

За) основный гидроксид + кислотный оксид >…

2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + Н 2 O

Ва(ОН) 2 + СO 2 = ВаСO 3 + Н 2 O

3б) амфотерный гидроксид + кислотный оксид >…

2Al(ОН) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

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

Зв) основный гидроксид + амфотерный оксид >…

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + Н 2 O (в расплаве)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + Н 2 O (в расплаве)

Основной оксид + Кислотный оксид > Соль

4а) основный оксид + кислотный оксид >…

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 , BaO + СO 2 = ВаСO 3

4б) амфотерный оксид + кислотный оксид >…

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

4в) основный оксид + амфотерный оксид >…

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 , Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2

Реакции 1в, если они протекают в растворе , сопровождаются образованием других продуктов - комплексных солей:

NaOH (конц.) + Al(OН) 3 = Na

КОН (конц.) + Cr(OH) 3 = К 3

2NaOH (конц.) + M(OH) 2 = Na 2 (М = Be, Zn)

КОН (конц.) + M(OH) 2 = K (М = Sn, Pb)

Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).

Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO 3 - , Н 2 РO 4 2- , HPO 4 2- и др., образуются при действии на основные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

NaOH + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + H 2 O

Ва(ОН) 2 + 2Н 3 РO 4 (конц.) = Ва(Н 2 РO 4) 2 + 2Н 2 O

Zn(OH) 2 + Н 3 РO 4 (конц.) = ZnHPO 4 v + 2Н 2 O

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

K 2 HPO 4 + Н 3 РO 4 (конц.) = 2КН 2 РO 4

Са(ОН) 2 + 2ЕO 2 = Са(НЕO 3) 2 (Е = С, S)

Na 2 EO 3 + ЕO 2 + H 2 O = 2NaHEO 3 (Е = С, S)

При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + Н 2 O

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

Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO 3 = К + + HCO 3 -).

Оснoвные соли содержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2 , Cu 2 CO 3 (OH) 2 , образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:

Со(ОН) 2 + HNO 3 = CoNO 3 (OH)v + Н 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

Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:

CoNO 3 (OH) + HNO 3 = Co(NO 3) 2 + Н 2 O

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

Большинство основных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:

2MgCl 2 + Н 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 v + СO 2 ^ + 4NaCl

Двойные соли содержат два химически разных катиона; например: CaMg(CO 3) 2 , KAl(SO 4) 2 , Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 , LiAl(SiO 3) 2 . Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6Н 2 O = K 2 Mg(SO 4) 2 6Н 2 Ov

Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.

Бинарные соединения – это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).

Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду аниона.

Примеры :

а) галогениды: OF 2 , HF, KBr, PbI 2 , NH 4 Cl, BrF 3 , IF 7

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

в) нитриды: NH 3 , NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2 , AlN, Si 3 N 4

г) карбиды: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC

д) силициды: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

е) гидриды: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4

ж) пероксидьг. H 2 O 2 , Na 2 O 2 , СаO 2

з) надпероксиды: HO 2 , КO 2 , Ва(O 2) 2

По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:

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

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

Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl 3 , (FeCu)S 2 и Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2 O 2 , As(O)F 3 .

Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных) также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например и [№(СО) 4 ].

По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).

Бескислородные кислоты содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н + и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, НCl, HBr, HI, HCN и H 2 S, из них HF, HCN и H 2 S – слабые кислоты, а остальные – сильные.

Примеры реакций солеобразования:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + Н 2 O

2H 2 S + Ва(ОН) 2 = Ba(HS) 2 + 2Н 2 O

2HI + Pb(OH) 2 = Pbl 2 v + 2Н 2 O

Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами НCl, НВr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):

М + 2НГ = МГ 2 + Н 2 ^ (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6НГ = 2МГ 3 + H 2 ^ (M = Al, Ga)

Бескислородные соли образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH 4 +) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI 2 , Na 2 S, Ba(HS) 2 , NaCN, NH 4 Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.

Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F 2 , Cl 2 , Br 2 и I 2 (в общем виде Г 2) и серой S (приведены реально протекающие реакции):

2М + Г 2 = 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)

M + Г 2 = МГ 2 (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)

2М + ЗГ 2 = 2МГ 3 (М = Al, Ga, Cr)

2М + S = M 2 S (М = Li, Na, К, 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)

Исключения :

а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl 2 и Br 2 (продукты МCl 2 , МBr 2)

б) Cr и Mn реагируют с Cl 2 , Br 2 и I 2 (продукты CrCl 3 , CrBr 3 , CrI 3 и MnCl 2 , MnBr 2 , MnI 2)

в) Fe реагирует с F 2 и Cl 2 (продукты FeF 3 , FeCl 3), с Br 2 (смесь FeBr 3 и FeBr 2), с I 2 (продукт FeI 2)

г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu 2 S и CuS

Прочие бинарные соединения – все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.

Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):

а) галогениды:

S + 3F 2 = SF 6 , N 2 + 3F 2 = 2NF 3

2P + 5Г 2 = 2РГ 5 (Г = F, CI, Br)

С + 2F 2 = CF 4

Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)

б) халькогениды:

2As + 3S = As 2 S 3

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

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

в) нитриды:

3H 2 + N 2 2NH 3

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

3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

г) карбиды:

2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)

2Be + С = Be 2 C

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

4Al + 3C = Al 4 C 3

д) силициды:

4Li + Si = Li 4 Si

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

е) гидриды:

2M + H 2 = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)

ж) пероксиды, надпероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (сгорание на воздухе)

M + O 2 = МО 2 (М = К, Rb, Cs; сгорание на воздухе)

Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации):

РCl 5 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5НCl

SiBr 4 + 2Н 2 O = SiO 2 v + 4НBr

P 2 S 5 + 8Н 2 O = 2Н 3 РO 4 + 5H 2 S^

SiS 2 + 2Н 2 O = SiO 2 v + 2H 2 S

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

Na 3 N + 4H 2 O = 3NaOH + NH 3 H 2 O

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

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

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

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

MgH 2 + 2H 2 O = Mg(OH) 2 v + H 2 ^

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ^

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

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

Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF 6 , NF 3 , CF 4 , CS 2 , AlN, Si 3 N 4 , SiC, Li 4 Si, Mg 2 Si и Ca 2 Si.

Примеры заданий частей А, В, С

1. Простые вещества – это

1) фуллерен

2. В формульных единицах продуктов реакций

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

3. В металлсодержащих продуктах реакций

Na + Н 2 O >…, Са + Н 2 O >…, Al + НCl (р-р) >…

общая сумма числа атомов всех элементов равна

4. Оксид кальция может реагировать (по отдельности) со всеми веществами набора

1) СO 2 , NaOH, NO

2) HBr, SO 3 , NH 4 Cl

3) BaO, SO 3 , KMgCl 3

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

5. Будет протекать реакция между оксидом серы (IV) и

6. Соль МAlO 2 образуется при сплавлении

2) Al 2 O 3 и КОН

3) Al и Са(ОН) 2

4) Al 2 O 3 и Fe 2 O 3

7. В молекулярном уравнении реакции

ZnO + HNO 3 > Zn(NO 3) 2 +…

сумма коэффициентов равна

8. Продукты реакции N 2 O 5 + NaOH >… – это

1) Na 2 O, HNO 3

3) NaNO 3 , H 2 O

4) NaNO 2 , N 2 , H 2 O

9. Набор оснований – это

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. Гидроксид калия реагирует в растворе (по отдельности) с веществами набора

4) SO 3 , FeCl 3

11–12. Остаток, отвечающий кислоте с названием

11. Серная

12. Азотная

имеет формулу

13. Из соляной и разбавленной серной кислот не выделяет газ только металл

14. Амфотерный гидроксид – это

15-16. По заданным формулам гидроксидов

15. H 3 PO 4 , РЬ(ОН) 2

16. Cr(OH) 3 , HNO 3

выводится формула средней соли

1) РЬ 3 (РO 4) 2

17. После пропускания избытка H 2 S через раствор гидроксида бария в конечном растворе будет содержаться соль

18. Возможно протекание реакций:

1) CaSO 3 + H 2 SO 4 >…

2) Ca(NO 3) 2 + HNO 3 >…

3) NaHCOg + K 2 SO 4 >…

4) Al(HSO 4) 3 + NaOH >…

19. В уравнении реакции (СаOН) 2 СO 3 (т) + Н 3 РO 4 > СаНРO 4 v +…

сумма коэффициентов равна

20. Установите соответствие между формулой вещества и группой, к которой оно относится.

21. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.

22. В схеме превращений

вещества А и Б указаны в наборе

1) NaNO 3 , Н 2 O

4) HNO 3 , Н 2 O

23. Составьте уравнения возможных реакций по схеме

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

24. Составьте уравнения четырех возможных реакций между веществами:

1) азотная кислота (конц.)

2) углерод (графит или кокс)

3) оксид кальция

Родство и взаимосвязь химических превращений подтверждается генетической связью между классами неорганических веществ. Одно простое вещество в зависимости от класса и химических свойств образует цепочку превращений сложных веществ - генетический ряд.

Неорганические вещества

Соединения, не имеющие углеродного скелета, характерного для органических веществ, называются неорганическими или минеральными веществами. Все минеральные соединения классифицируются на две обширные группы:

простые, состоящие из атомов одного элемента;
сложные, включающие атомы двух и более элементов.

Рис. 1. Общая классификация веществ.

К простым соединениям относятся:

металлы (K, Mg, Ca);
неметаллы (O 2 , S, P);
инертные газы (Kr, Xe, Rn).

Сложные вещества имеют более разветвлённую классификацию, приведённую в таблице.

Рис. 2. Классификация сложных веществ.

Амфотерные металлы образуют соответствующие оксиды и гидроксиды. Амфотерные соединения проявляют свойства кислот и оснований.

Генетические ряды

Простые вещества - металлы и неметаллы - образуют цепочки превращений, отражающие генетическую связь неорганических веществ. Посредством химических реакций присоединения, замещения и разложения образуются новые более простые или сложные соединения.

Каждое звено цепочки связано с предыдущим наличием простого вещества. Различие между двумя типами генетических рядов заключается в реакции с водой: металлы образуют растворимые и нерастворимые основания, неметаллы - кислоты.

Основные цепочки превращений описаны в таблице.

*Вещество*	*Генетический ряд*	*Примеры*
	Активный металл → основный оксид → щёлочь → соль	2Са + О 2 → 2CaO; CaO + Н 2 О → Ca(ОН) 2 ; Ca(ОН) 2 + 2HCl → CaCl 2 + 2H 2 O
	Малоактивный металл → основный оксид → соль → нерастворимое основание → основный оксид → металл	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
Неметалл	→ кислотный оксид → растворимая (сильная) кислота → соль	4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 ; P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4 ; H 3 PO 4 + 3NaOH → Na 3 PO 4 + 3H 2 O
Неметалл	→ кислотный оксид → соль → нерастворимая (слабая) кислота → кислотный оксид → неметалл	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

Рис. 3. Схема генетической связи между классами.

С помощью цепочки превращения можно получить средние (нормальные) или кислые соли. Комплексные соли могут включать несколько атомов металлов и неметаллов.

Что мы узнали?

Генетическая связь показывает взаимосвязь между классами неорганических веществ. Она характеризуется генетическим рядом - чередой превращений простых веществ. К простым веществам относятся металлы и неметаллы. Металлы образуют растворимые и нерастворимые основания в зависимости от активности. Неметаллы превращаются в сильные или слабые кислоты. Новые сложные вещества ряда образуются реакциями присоединения, замещения и разложения.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 111.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом в периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие одновременно в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIIIA‑группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr, Хе и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы Не, Ne, Ar химически инертны).

Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в табл. 6.

Простые вещества образованы атомами одного элемента. Делятся по химическим свойствам:

Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Аэрогены – благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA‑группы: Не, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Из них He, Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr, Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицательностью.

Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:

Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (‑II). Делятся по составу и химическим свойствам:

Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O +II F 2 ‑I и H 2 +I O 2 ‑I . Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S +IV Cl 2 ‑I O ‑II .

Оснóвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Оксиды CuO, Ag 2 O и NiO также относят к основным.

а) 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

б) 2ClO 2 + Н 2 O (хол.) = НClO 2 + НClO 3

2ClO 2 + 2NaOH (хол.) = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

Оксиды CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

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

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О ‑II Н, могут содержать также кислород O ‑II . В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:

Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

М 2 O + Н 2 O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)

МО + Н 2 O = М(ОН) 2 (М = Са, Sr, Ва)

Исключение: гидроксиды Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 и Ni(OH) 2 получают другими способами.

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

2LiOH = Li 2 O + Н 2 O

М(ОН) 2 = МО + Н 2 O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)

Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

Cl 2 O + H 2 O = 2HClO

Е 2 O 3 + Н 2 O = 2НЕO 2 (Е = N, As)

As 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 AsO 3

EO 2 + H 2 O = H 2 EO 3 (Е = С, Se)

E 2 O 5 + H 2 O = 2HEO 3 (Е = N, Р, I)

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

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

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

Исключение : оксиду SO 2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO 2 n Н 2 O («сернистая кислота H 2 SO 3 » не существует, но кислотные остатки HSO 3 ‑ и SO 3 2‑ присутствуют в солях).

2HAsO 2 = As 2 O 3 + H 2 O

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

2HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O

2H 3 AsO 4 = As 2 O 5 + H 2 O

H 2 SeO 4 = SeO 3 + H 2 O

М + H 2 SO 4 (pasб.) = MSO 4 + Н 2 (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)

2M + 3H 2 SO 4 (paзб.) = M 2 (SO 4) 3 + 3H 2 (M = Al, Ga)

3M + 2Н 3 РO 4 (разб.) = M 3 (PO 4) 2 ↓ + 3H 2 (M = Mg, Fe, Zn)

Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:

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

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

Средние соли содержат средние кислотные остатки СО 3 2‑ , NO 3 ‑ , РО 4 3‑ , SO 4 2‑ и др.; например: К 2 СO 3 , Mg(NO 3) 2 , Cr 2 (SO 4) 3 , Zn 3 (PO 4) 2 .

2КОН и 1Н 2 СO 3 , 1К 2 O и 1Н 2 СO 3 , 2КОН и 1СO 2 .

Реакции образования средних солей:

Основание + Кислота → Соль + Вода

1а) основный гидроксид + кислотный гидроксид →…

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2Н 2 O

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

1б) амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид →…

2Al(ОН) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 O

Zn(OH) 2 + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + 2Н 2 O

1в) основный гидроксид + амфотерный гидроксид →…

NaOH + Al(ОН) 3 = NaAlO 2 + 2Н 2 O (в расплаве)

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + 2Н 2 O (в расплаве)

Основной оксид + Кислота = Соль + Вода

2а) основный оксид + кислотный гидроксид →…

Na 2 O + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Н 2 O

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

2б) амфотерный оксид + кислотный гидроксид →…

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3) 2 + H 2 O

2в) основный оксид + амфотерный гидроксид →…

Na 2 O + 2Al(ОН) 3 = 2NaAlO 2 + ЗН 2 O (в расплаве)

Na 2 O + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 + Н 2 O (в расплаве)

Основание + Кислотный оксид → Соль + Вода

За) основный гидроксид + кислотный оксид →…

2NaOH + SO 3 = Na 2 SO 4 + Н 2 O

Ва(ОН) 2 + СO 2 = ВаСO 3 + Н 2 O

3б) амфотерный гидроксид + кислотный оксид →…

2Al(ОН) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

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

Зв) основный гидроксид + амфотерный оксид →…

2NaOH + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 + Н 2 O (в расплаве)

2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + Н 2 O (в расплаве)

Основной оксид + Кислотный оксид → Соль

4а) основный оксид + кислотный оксид →…

Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4 , BaO + СO 2 = ВаСO 3

4б) амфотерный оксид + кислотный оксид →…

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

4в) основный оксид + амфотерный оксид →…

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 , Na 2 O + ZnO = Na 2 ZnO 2

Реакции 1в, если они протекают в растворе , сопровождаются образованием других продуктов – комплексных солей:

NaOH (конц.) + Al(OН) 3 = Na

КОН (конц.) + Cr(OH) 3 = К 3

2NaOH (конц.) + M(OH) 2 = Na 2 (М = Be, Zn)

КОН (конц.) + M(OH) 2 = K (М = Sn, Pb)

Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).

Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO 3 ‑ , Н 2 РO 4 2‑ , HPO 4 2‑ и др., образуются при действии на основные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:

NaOH + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + H 2 O

Ва(ОН) 2 + 2Н 3 РO 4 (конц.) = Ва(Н 2 РO 4) 2 + 2Н 2 O

Zn(OH) 2 + Н 3 РO 4 (конц.) = ZnHPO 4 ↓ + 2Н 2 O

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

K 2 HPO 4 + Н 3 РO 4 (конц.) = 2КН 2 РO 4

Са(ОН) 2 + 2ЕO 2 = Са(НЕO 3) 2 (Е = С, S)

Na 2 EO 3 + ЕO 2 + H 2 O = 2NaHEO 3 (Е = С, S)

При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + Н 2 O

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

Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO 3 = К + + HCO 3 ‑).

Оснóвные соли содержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO 3 (OH), Ca 2 SO 4 (OH) 2 , Cu 2 CO 3 (OH) 2 , образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:

Со(ОН) 2 + HNO 3 = CoNO 3 (OH)↓ + Н 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

CoNO 3 (OH) + HNO 3 = Co(NO 3) 2 + Н 2 O

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

2MgCl 2 + Н 2 O + 2Na 2 CO 3 = Mg 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + СO 2 + 4NaCl

K 2 SO 4 + MgSO 4 + 6Н 2 O = K 2 Mg(SO 4) 2 6Н 2 O↓

Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.

Примеры :

а) галогениды: OF 2 , HF, KBr, PbI 2 , NH 4 Cl, BrF 3 , IF 7

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

в) нитриды: NH 3 , NH 3 H 2 O, Li 3 N, Mg 3 N 2 , AlN, Si 3 N 4

г) карбиды: CH 4 , Be 2 C, Al 4 C 3 , Na 2 C 2 , CaC 2 , Fe 3 C, SiC

д) силициды: Li 4 Si, Mg 2 Si, ThSi 2

е) гидриды: LiH, CaH 2 , AlH 3 , SiH 4

ж) пероксидьг. H 2 O 2 , Na 2 O 2 , СаO 2

з) надпероксиды: HO 2 , КO 2 , Ва(O 2) 2

По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:

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

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

SO 4 K 4 Na 3

Cl K 3 K 2

К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например и [№(СО) 4 ].

Примеры реакций солеобразования:

2HBr + ZnO = ZnBr 2 + Н 2 O

2H 2 S + Ва(ОН) 2 = Ba(HS) 2 + 2Н 2 O

2HI + Pb(OH) 2 = Pbl 2 ↓ + 2Н 2 O

М + 2НГ = МГ 2 + Н 2 (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)

2M + 6НГ = 2МГ 3 + H 2 (M = Al, Ga)

2М + Г 2 = 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)

M + Г 2 = МГ 2 (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)

2М + ЗГ 2 = 2МГ 3 (М = Al, Ga, Cr)

2М + S = M 2 S (М = Li, Na, К, 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)

Исключения :

а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl 2 и Br 2 (продукты МCl 2 , МBr 2)

б) Cr и Mn реагируют с Cl 2 , Br 2 и I 2 (продукты CrCl 3 , CrBr 3 , CrI 3 и MnCl 2 , MnBr 2 , MnI 2)

в) Fe реагирует с F 2 и Cl 2 (продукты FeF 3 , FeCl 3), с Br 2 (смесь FeBr 3 и FeBr 2), с I 2 (продукт FeI 2)

г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu 2 S и CuS

а) галогениды:

S + 3F 2 = SF 6 , N 2 + 3F 2 = 2NF 3

2P + 5Г 2 = 2РГ 5 (Г = F, CI, Br)

С + 2F 2 = CF 4

Si + 2Г 2 = Sir 4 (Г = F, CI, Br, I)

б) халькогениды:

2As + 3S = As 2 S 3

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

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

в) нитриды:

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

3M + N 2 = M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca)

2Al + N 2 = 2AlN

3Si + 2N 2 = Si 3 N 4

г) карбиды:

2M + 2C = M 2 C 2 (M = Li, Na)

2Be + С = Be 2 C

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

4Al + 3C = Al 4 C 3

д) силициды:

4Li + Si = Li 4 Si

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

е) гидриды:

2M + H 2 = 2MH (M = Li, Na, K)

M + H 2 = MH 2 (M = Mg, Ca)

ж) пероксиды, надпероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 (сгорание на воздухе)

M + O 2 = МО 2 (М = К, Rb, Cs; сгорание на воздухе)

РCl 5 + 4Н 2 O = Н 3 РO 4 + 5НCl

SiBr 4 + 2Н 2 O = SiO 2 ↓ + 4НBr

P 2 S 5 + 8Н 2 O = 2Н 3 РO 4 + 5H 2 S

SiS 2 + 2Н 2 O = SiO 2 ↓ + 2H 2 S

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

Na 3 N + 4H 2 O = 3NaOH + NH 3 H 2 O

Be 2 C + 4H 2 O = 2Be(OH) 2 ↓ + CH 4

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

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

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

MgH 2 + 2H 2 O = Mg(OH) 2 ↓ + H 2

CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

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

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

Просмотров