Классификация неорганических веществ
Классификация неорганических соединений (химические свойства классов веществ)
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Все вещества делятся на простые элементарные и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные — из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы, неметаллы и инертные газы. При комнатной температуре все металлы кроме ртути находятся в твердом состоянии. Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны. Сложные вещества делят на органические и неорганические минеральные. Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN и их солей и др. Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам функциональным признакам. По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород Cr 2 O 3 , K 2 O, CO 2 и т. Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие безразличные: Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: Оксиды щелочных Li, Na, K, Rb, Cs и щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba, Ra взаимодействуют с водой, образуя основания. Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:. Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO 2 , N 2 O 5 , SiO 2 , CO 2 и др. Соответствующие кислоты других кислотных оксидов SiO 2 , TeO 2 , TeO 3 , MoO 3 , WO 3 , и др. Один из способов получения кислотных оксидов — отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот. Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. К числу амфотерных оксидов относятся: Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов от металлов к неметаллам закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na 2 O, MgO - основные оксиды; Al 2 O 3 — амфотерный; SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - кислотные оксиды слева направо кислотный характер оксидов усиливается. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления с. Например, MnO 2 — оксид марганца IV , MnO — оксид марганца II. Если элемент образует один оксид, то его с. Na 2 O — оксид натрия. Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т. Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды — сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них основные гидроксиды проявляют свойства оснований - NaOH, Ba OH 2 и т. Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома условное обозначение Э и его радиуса, то есть от прочности и полярности связей Э — О и О — Н. Если энергии связей O — H и Э — О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах:. В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:. H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HСlO 4 — кислоты слева направо сила кислот увеличивается. Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида. Кислоты — это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка с позиций теории электролитической диссоциации. Кислоты классифицируют по их силе по способности к электролитической диссоциации — на сильные и слабые , по основности по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли — на одноосновные, двухосновные, трехосновные , по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты на кислородсодержащие и бескислородные. Например, азотная кислота HNO 3 — сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H 2 S — слабая, двухосновная, бескислородная кислота. Например, HCl — хлороводородная кислота, H 2 S — сероводородная кислота, HCN — циановодородная кислота. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на - ная или - овая ; например, H 2 SO 4 — серная кислота, HClO 4 — хлорная кислота, H 3 AsO 4 — мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая HNO 3 — азотная кислота, HNO 2 — азотистая кислота. В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды то есть элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента. Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто - , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета -. Основания классифицируют по их силе по способности к электролитической диссоциации — на сильные и слабые , по кислотности по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки — на однокислотные, двукислотные и т. NaOH — сильное, однокислотное основание, растворимое щелочь ; Cu OH 2 — слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям щелочам относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи. Амфотерные гидроксиды гидраты амфотерных оксидов способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Поэтому они обладают амфотерными свойствами, то есть могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями: Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. KOH - гидроксид калия; Al OH 3 - гидроксид алюминия тригидроксид алюминия ; Cr OH 2 — гидроксид хрома II дигидроксид хрома. С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид — ионов. Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние или нормальные соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков исключение — соли аммония. При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания — основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 S,H 3 PO 4 и т. NaHSO 4 гидросульфат натрия — кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;. CuOHCl хлорид гидроксомеди II — основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ:. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления если это величина переменная. Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки. Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид. SnS — сульфид олова II , Na 2 Se — селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Например, соли азотной кислоты HNO 3 называются нитратами, серной кислоты H 2 SO 4 — сульфатами, хромовой кислоты H 2 CrO 4 — хроматами. Так, соли азотистой кислоты HNO 2 называются нитритами, сернистой кислоты H 2 SO 3 — сульфитами. Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами. Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO 4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO 4 — перхлоратами, йодной кислоты HIO 4 — периодатами. Соли марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 , хлорноватой HClO 3 и йодноватой HIO 3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами. Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na 2 HPO 4 — гидроортофосфат натрия, NaH 2 PO 4 — дигидроортофосфат натрия. Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо- , указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr OH 2 NO 3 — нитрат дигидроксохрома III. Основные показатели оценки деятельности предприятия II. Основные задачи и функции II. ОСНОВНЫЕ РАЗДЕЛЫ ЖУРНАЛА II. Основные требования, предъявляемые к аварийно-спасательным формированиям и спасателям при аттестации II. Основные цели, задачи и принципы деятельности СНО III. Основные сведения о тушении пожаров IV. Основные тригонометрические формулы IV. Основные этапы ферментации Quot;Основные принципы практики хатха-йоги — Подготовительный курс" Практика и теория. Астрономия Биология География Другие языки Интернет Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Механика Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Транспорт Физика Философия Финансы Химия Экология Экономика Электроника.
Межсетевой экран сспт 2
Адреса описанием местоположения
Кожаный рюкзак женскийсвоими руками
Расписание намаза по ханафи
Сделать маску вороны из картона
Сколько стоит купание с дельфинами в крыму
Бельгика я згаджаюся з правилами
Поцелуй вервако схема
Сталкер моды делают за рубежом
Приказ минрегиона n 624
Бизнес идея пчеловодство
Руки вверх видео
Как сажать переросшую рассаду огурцов
Перевод текстов 10 класс
Физика 7 сила тяжести задачи