Все вещества можно разделить на простые (состоящие из атомов одного химического элемента) и сложные (состоящие из атомов разных химических элементов). Простые вещества делятся на металлы и неметаллы .
Металлы обладают характерным “металлическим” блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы, кроме ртути, находятся в твердом состоянии.
Неметаллы не обладают блеском, хрупки, плохо проводят теплоту и электричество. При комнатной температуре некоторые неметаллы находятся в газообразном состоянии.
Сложные вещества делят на органические и неорганические.
Органическими соединениями принято называть соединения углерода. Органические соединения входят в состав биологических тканей и являются основой жизни на Земле.
Все остальные соединения называются неорганическими (реже минеральными). Простые соединения углерода (СО, СО 2 и ряд других) принято относить к неорганическим соединениям, их обычно рассматривают в курсе неорганической химии.
Классификация неорганических соединений
Неорганические вещества делят на классы либо по составу (бинарные и многоэлементные; кислородосодержащие, азотсодержащие и т.п.), либо по функциональным признакам.
К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемых по функциональным признакам, относятся соли, кислоты, основания и оксиды.
Соли – это соединения, которые в растворе диссоциируют на катионы металла и кислотные остатки. Примерами солей могут служить, например, сульфат бария BaSO 4 и хлорид цинка ZnCl 2 .
Кислоты – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. Примерами неорганических кислот могут служить соляная (НCl), серная (H 2 SO 4), азотная (HNO 3), фосфорная (H 3 PO 4) кислоты. Наиболее характерное химическое свойство кислот – их способность реагировать с основаниями с образованием солей. По степени диссоциации в разбавленных растворах кислоты подразделяются на сильные кислоты, кислоты средней силы и слабые кислоты. По окислительно–восстановительной способности различают кислоты–окислители (HNO 3) и кислоты–восстановители (HI, H 2 S). Кислоты реагируют с основаниями, амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием солей.
Основания – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием только гидроксид-анионов (OH 1-). Растворимые в воде основания называют щелочами (КОН, NaOH). Характерное свойство оснований – взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды.
Оксиды – это соединения двух элементов, один из которых кислород. Различают оксиды основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды образованы только металлами (CaO, K 2 O), им соответствуют основания (Ca(OH) 2 , KOH). Кислотные оксиды образуются неметаллами (SO 3 , P 2 O 5) и металлами, проявляющими высокую степень окисления (Mn 2 O 7), им соответствуют кислоты (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , HMnO 4). Амфотерные оксиды в зависимости от условий проявляют кислотные и основные свойства, взаимодействуют с кислотами и основаниями. К ним относятся Al 2 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 и ряд других. Существуют оксиды, не проявляющие ни основных, ни кислотных свойств. Такие оксиды называются безразличными (N 2 O, CO и др.)
Классификация органических соединений
Углерод в органических соединениях, как правило, образует устойчивые структуры, в основе которых лежат углерод-углеродные связи. В способности образовывать такие структуры углерод не имеет себе равных среди других элементов. Большинство органических молекул состоит из двух частей: фрагмента, который в ходе реакции остаётся без изменения, и группы, подвергающейся при этом превращениям. В связи с этим определяется принадлежность органических веществ к тому или иному классу и ряду соединений.
Неизменный фрагмент молекулы органического соединения принято рассматривать в качестве остова молекулы. Он может иметь углеводородную или гетероциклическую природу. В связи с этим можно условно выделить четыре больших ряда соединений: ароматический, гетероциклический, алициклический и ациклический.
В органической химии также выделяют дополнительные ряды: углеводороды, азотсодержащие соединения, кислородосодержащие соединения, серосодержащие соединения, галогеносодержащие соединения, металлоорганические соединения, кремнийорганические соединения.
В результате комбинации этих основополагающих рядов образуются составные ряды, например: "Ациклические углеводороды", "Ароматические азотсодержащие соединения".
Наличие тех или иных функциональных групп либо атомов элементов определяет принадлежность соединения к соответствующему классу. Среди основных классов органических соединений выделяют алканы, бензолы, нитро- и нитрозосоединения, спирты, фенолы, фураны, эфиры и большое количество других.
Типы химических связей
Химическая связь – это взаимодействие, удерживающее два или несколько атомов, молекул или любую комбинацию из них. По своей природе химическая связь представляет собой электрическую силу притяжения между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными атомными ядрами. Величина этой силы притяжения зависит главным образом от электронной конфигурации внешней оболочки атомов.
Способность атома образовывать химические связи характеризуется его валентностью. Электроны, участвующие в образовании химической связи, называются валентными.
Различают несколько типов химических связей: ковалентную, ионную, водородную, металлическую.
При образовании ковалентной связи происходит частичное перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов, образуются электронные пары. Ковалентная связь оказывается тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.
Различают полярную и неполярную ковалентные связи.
Если двухатомная молекула состоит из одинаковых атомов (H 2 , N 2), то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной (гомеополярной). Если же двухатомная молекула состоит из разных атомов, то электронное облако смещено к атому с большей относительной электроотрицательностью. Такая ковалентная связь называется полярной (гетерополярной). Примерами соединений с такой связью могут служить HCl, HBr, HJ.
В рассмотренных примерах каждый из атомов обладает одним неспаренным электроном; при взаимодействии двух таких атомов создается общая электронная пара – возникает ковалентная связь. В невозбужденном атоме азота имеется три неспаренных электрона, за счет этих электронов азот может участвовать в образовании трех ковалентных связей (NH 3). Атом углерода может образовать 4 ковалентных связи.
Перекрывание электронных облаков возможно только при их определенной взаимной ориентации, при этом область перекрывания располагается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Другими словами, ковалентная связь обладает направленностью.
Энергия ковалентных связей находится в пределах 150–400 кДж/моль.
Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется ионной связью . Ионную связь можно рассматривать как предел полярной ковалентной связи. В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает направленностью и насыщаемостью.
Важным типом химической связи является связь электронов в металле. Металлы состоят из положительных ионов, которые удерживаются в узлах кристаллической решетки, и свободных электронов. При образовании кристаллической решетки валентные орбитали соседних атомов перекрываются и электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую. Эти электроны уже не принадлежат определенному атому металла, они находятся на гигантских орбиталях, которые простираются по всей кристаллической решетке. Химическая связь, осуществляемая в результате связывания положительных ионов решетки металла свободными электронами, называется металлической.
Между молекулами (атомами) веществ могут осуществляться слабые связи. Одна из самых важных – водородная связь , которая может быть межмолекулярной и внутримолекулярной . Водородная связь возникает между атомом водорода молекулы (он заряжен частично положительно) и сильно электроотрицательным элементом молекулы (фтор, кислород и т.п.).
Энергия водородной связи значительно меньше энергии ковалентной связи и не превышает 10 кДж/моль. Однако этой энергии оказывается достаточно для создания ассоциаций молекул, затрудняющих отрыв молекул друг от друга. Водородные связи играют важную роль в биологических молекулах (белках и нуклеиновых кислотах), во многом определяют свойства воды.
Силы Ван-дер-Ваальса также относятся к слабым связям. Они обусловлены тем, что любые две нейтральных молекулы (атома) на очень близких расстояниях слабо притягиваются из-за электромагнитных взаимодействий электронов и ядер одной молекулы с электронами и ядрами другой.
Большинство людей не задумывается о составе окружающих их предметов, веществ, материи. Атомы, молекулы, электроны, протоны - эти понятия кажутся не только непонятными, но и далекими от действительности. Однако такое мнение ошибочно. Практически все, что нас окружает, состоит из химических связей. Химические соединения - это достаточно сложные формы веществ. В окружающем нас мире великое множество таких связей. Однако и соединения, состоящие только из одного элемента химического, могут относиться к ним, например, кислород или хлор. Поэтому стоит подробнее разобрать вопрос: "Химические соединения - это что?"
Мало кто задумывается о том, что окружающий нас мир состоит из сложных структур, макромолекул и крошечных частиц. Удивительно, насколько разнородны даже размеры атомов у разных элементов. Различия в величинах атомных масс тоже впечатляют - бериллий со своими 9 а. е. м. - "легковес" по сравнению с "тяжеловесом" астатом: его атомный вес составляет 210 а. е. м. (а. е. м. - атомные единицы массы - единица измерения массы атомов, молекул, ядер, которая равна 1/12 массы атома углерода, находящегося в основном состоянии).
Многообразие элементов обуславливает и наличие множества химических соединений (это, простыми словами, комбинация соединенных между собой атомов различных и, в некоторых случаях, одинаковых частей). Большинство предметов, веществ представляют собой именно такого рода соединения. Необходимый для жизни кислород, поваренная соль, ацетон... Можно еще очень долго перечислять примеры и всем известные, и понятные только узким специалистам. Что же такое эти химические соединения?
Химические соединения - это которые состоят из соединенных между собой атомов разных химических элементов, однако существуют исключения: к химическим соединениям относятся и простые вещества (то есть состоят из атомов одного элемента), если атомы этих веществ соединены ковалентной связью (она образована общими для обоих атомов электронами). К таким веществам относятся азот, кислород, большинство галогенов (в таблице Менделеева элементы седьмой группы главной подгруппы; фтор, хлор, бром, йод, предположительно и астат).
Зачастую путают между собой понятия "химическое соединение" и "смесь простых веществ". Смесь веществ - это, как можно сделать вывод из названия, не самостоятельное вещество, а система двух и более компонентов. Сам состав этих двух единиц химических веществ является основным различием между ними. Как уже говорилось, соединение химических элементов и смесь простых (или сложных) веществ - это не одно и то же. Свойства, способы получения, методы разделения на компоненты также являются отличительными критериями смесей и соединений. Важно отметить, что ни получить, ни разделить химические соединения нельзя без проведения химических реакций, а смеси - можно.
Очень многие люди также путают между собой словосочетания "соединение химических веществ" и "соединение элементов". По непонятным причинам, но, скорее всего, в силу своей некомпетентности, большинство из них не видит разницы между первым и вторым научными понятиями. Стоит узнать и понимать, что не существует такой терминологии, как "соединение химических веществ". Не стоит повторять за другими ошибки этимологии тех или иных не только выражений, но и слов.
Зачастую свойства химических соединений разительно отличаются от свойств элементов, из которых они состоят. Например, молекула этилового спирта состоит из двух атомов углерода, шести атомов водорода и одного атома кислорода, однако его свойства разительно отличаются от свойств всех элементов своего состава. В связи с тем, что существуют разные классы соединений, то и свойства у каждого из них свои. Большинство реакций, безусловно, являются характерными для многих соединений, однако механизмы их проявления разные.
В зависимости от своей природы, существуют такие классы химических соединений, как органические и неорганические. Стоит сказать, что органическими называют вещества (соединения), в составе которых присутствует углерод (исключения составляют некоторые соединения, содержащие углерод, но относящиеся к неорганическим, ниже они приводятся). Основными группами органических соединений являются углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны, эфиры, карбоновые кислоты, амиды и амины. (соединения) в своем составе не содержат атомов углерода, однако среди них можно выделить карбиды, цианиды, карбонаты и оксиды углерода, так как они, наравне с органическими соединениями, в своем составе содержат его атомы. И те, и другие соединения имеют свои особенности, свои свойства, причем разные группы соединений одного класса могут иметь разные характеристики.
Все неорганические соединения можно разбить на несколько групп. У каждого из данных есть общие свойства, зачастую не совпадающие с другими группами этого же класса. Итак, ответ на вопросы, какие химические соединения относятся к неорганическими, какие группы образуют и какими свойствами обладают, можно представить следующим образом:
Как было сказано ранее, вторую группу неорганических соединений можно разделить на четыре подгруппы:
Большинство предметов, с которыми человек ежедневно сталкивается, изготовлены из органических соединений. Органические химические соединения представляют собой обширный класс связей, составы и свойства групп, при взаимодействии которых они отличаются завидной разнообразностью. Стоит подробнее рассмотреть группы этих соединений.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Цель работы – ознакомление с важнейшими классами неорганических соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их получения и свойствами.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
На сегодняшний день известно около 300 тысяч неорганических соединений. Их можно разделить на три важнейших класса: оксиды, гидроксиды и соли.
ОКСИДЫ – продукты соединения элементов с кислородом .
Оксиды можно получить реакцией соединения элемента с кислородом:
2Mg + O 2 = MgO,
4P + 5O 2 = 2 P 2 O 5
или реакцией разложения сложного вещества:
CaCO 3 = CaO + CO 2 ,
2 Zn(NO 3) 2 = 2 ZnO + 4 NO 2 + O 2 .
Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды.
Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды образуют щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), щелочно-земельные металлы (Mg, Ca, Sr, Ba) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ в своих низших степенях окисления +1, +2 (например:Zn, Cd, Hg, Cr, Mn и др.). Их гидроксиды являются основаниями.
Хорошо растворимые в воде основания щелочных металлов называются щелочами. Они могут быть получены при растворении в воде соответствующих оксидов, например:
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH
Гидроксиды (основания) щелочно-земельных металлов (Mg, Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении в воде соответствующих оксидов однако, все они, кроме гидроксида бария Ba(OH) 2 , являются мало- или труднорастворимыми.
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей:
CaO + CO 2 = CaCO 3 ;
CuO + 2 HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в своих высших степенях окисления +5, +6, +7 (например: V, Cr, Mn и др.).
Гидратами кислотных оксидов являются кислоты, которые могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:
SO 2 + Na 2 O = Na 2 SO 3 ;
N 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaNO 3 + H 2 O.
Амфотерные оксиды образуют металлы главных подгрупп ПТМ (например: Al 3+, Sn 2+, Pb 2+ и др.) и металлы с переменной степенью окисления, расположенные в побочных подгруппах ПТМ, в средних степенях окисления +3, +4 (Cr, Mn, и др.). Их гидроксиды (гидраты) проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:
Cr 2 O 3 + 6 HCl = 2 CrCl 3 + 3 H 2 O;
Cr 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaCrO 2 + H 2 O
. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N 2 O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями.
Пероксиды - производные перекиси водорода (H 2 O 2). Пероксиды щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba) относятся к солям пероксида водорода. В них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K 2 O 2: K– O – O –K) и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями
ГИДРОКСИДЫ – продукты соединения вные гидроксиды (основания), кислотныеоксидов с водой. Различают осно гидроксиды (кислоты) и амфотерные гидроксиды (амфолиты).
Основные гидроксиды (основания) в растворе диссоциируют на ионы металла и гидроксид – ионы:
NaOH ↔ Na + + OH ‾ .
Кислотность основания определяется числом гидроксид-ионов OH‾,которые называют функциональными группами оснований. По числу функциональных групп различают однокислотные (например: NaOH), двухкислотные (например:Ca(OH) 2), трехкислотные (например:Al(OH) 3) основания.
Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:
Ca(OH) 2 ↔ (CaOH) + + OH ‾ , (CaOH) + ↔ Ca 2+ + OH ‾ .
Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов. В щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.
Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.
Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а такая реакция называется реакцией нейтрализации.
Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Щелочи получают растворением оксидов в воде:
K 2 O + H 2 O = 2 KOH.
Нерастворимые в воде основания можно получить действием щелочей на растворимые соли металлов:
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 .
Кислотные гидроксиды (кислоты) диссоциируют на ионы водорода Н + (точнее ионы гидроксония Н 3 О +) и кислотный остаток:
HCl ↔ H + + Cl ‾ .
Основность кислоты определяется числом ионов водорода, которые называют функциональными группами для кислоты, например: HCl – одноосновна, H 2 SO 4 , - двухосновна, H 3 PO 4 – трехосновна.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
H 2 SO 3 ↔ Н + + HSO 3 ‾ ; HSO 3 ‾ ↔ Н + + SO 3 ‾ .
Различают кислотыбескислородные (HCl, HI, H 2 S, HCN и др.) и кислородсодержащие (HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 3 PO 4 и др.).
В растворах кислот лакмус становится красным, метиловый оранжевый – розовым, фенолфталеин остается бесцветным.
Кислоты получают растворением кислотных оксидов в воде:
P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4
или по реакции обмена соли с кислотой:
Ca 3 (PO 4) 2 + 3 H 2 SO 4 = 3 CaSO 4 + 2 H 3 PO 4 .
Амфотерные гидроксиды (амфолиты) представляют собой гидроксиды, проявляющие в реакциях как основные, так и кислотные свойства. К ним относятся Be (OH) 2 , Al (OH) 3 , Zn(OH) 2 , Cr(OH) 3 и др. Амфотерные гидроксиды реагируют с основаниями как кислоты, с кислотами – как основания:
Сr(OH) 3 + 3 HCl = CrCl 3 + 3 H 2 O;
Сr(OH) 3 + 3 NaOH = Na 3 .
СОЛИ при диссоциации образуют ионы (катионы) металлов (или ион аммония NH 4 +) и ионы (анионы) кислотных остатков:
Na 2 SO 4 ↔ 2 Na + + SO 4 2 ‾ ,
NH 4 NO 3 ↔ NH 4 + + NO 3 ‾ .
Различают средние, кислые и основные соли.
Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте атомами металла или гидроксогрупп основания кислотными остатками: NaCl, K 2 SO 4 , AlPO 4 .
H 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2H 2 O
KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O
Средние соли диссоциируют на катионы металла и анионы кислотных остатков:
AlPO 4 ↔ Al 3+ + PO 4 3 ‾.
Кислые соли (гидросоли) являются продуктами неполного замещения атомов водорода многоосновных кислот атомами металла: NaHSO 4 , Al (H 2 PO 4) 3 , KHCO 3^
H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O
Диссоциация кислой соли выражается уравнением:
Al(H 2 PO 4) 3 ↔ Al 3+ + 3 (H 2 PO 4) ‾ .
Анион (H 2 PO 4) ‾ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.
вные солиОсно (гидроксосоли) являются продуктами неполного замещения гидроксогрупп многокислотного основания на кислотные остатки: AlOHSO 4 , MgOHCl, (CuOH) 2 SO 4 .
Mg(OH) 2 + HCI = MgOHCI + H 2 O
Диссоциация основной соли выражается уравнением:
AlOHSO 4 ↔ (AlOH) 2 + + SO 4 2‾ .
Катион (AlOH) 2+ дальнейшей диссоциации подвергается в незначительной степени.
Средние соли могут быть получены многими способами:
соединением металла и неметалла: 2 Na + Cl 2 = 2 NaCl;
соединением основного и кислотного оксидов: CaO + CO 2 = CaCO 3 ;
вытеснением активным металлом водорода или менее активного металла:
Zn + 2 HCl = H 2 + ZnCl 2 ,
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu;
реакцией нейтрализации: NaOH + HCl = NaCl + H 2 O;
реакцией обмена: Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 NaNO 3 и др.
Кислые соли могут быть получены в кислой среде:
NaOH + H 2 SO 4 (избыток) = NaHSO 4 + H 2 O;
Na 3 PO 4 + 2 H 3 PO 4 (избыток) = 3 NaH 2 PO 4 .
Основные соли могут быть получены в щелочной среде:
H 2 SO 4 + 2 Cu(OH) 2 (избыток) = (CuOH) 2 SO 4 + Na 2 SO 4 ,
2 CuSO 4 + 2 NaOH (недостаток) = (CuOH) 2 SO 4 + Na 2 SO 4
Кислые соли при избытке щелочи и основные соли при избытке кислоты переходят в средние соли: NaHSO 4 + NaOH (избыток) = Na 2 SO 4 + H 2 O,
(CuOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4 (избыток) = 2 CuSO 4 + 2 H 2 O.
Для многих металлов характерны комплексные соединения, которые диссоциируют в растворе как сильные электролиты, образуя устойчивые комплексные ионы:
CuSO 4 + 8NH 4 OH (избыток) = (OH) 2 + SO 4 + 8 H 2 O .
Степень диссоциации комплексных соединений незначительна:
(OH) 2 ↔ 2+ + 2 OH ‾
SO 4 ↔ 2+ + SO 4 2‾
Комплексные соединения многих d – металлов окрашены, что позволяет их использовать в аналитической практике для обнаружения ионов металлов.
Существуют также двойные соли, образованные разными металлами и одним кислотным остатком (KAl(SO 4) 2) и смешанные, образованные одним металлом и разными кислотными остатками (CaClOCl).
осно́вный или кислотный.
ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
ПОЛУЧЕНИЕ И СВОЙСТВА ОКСИДОВ
Химия - удивительная и, признаться, запутанная наука. Почему-то ассоциируется она с яркими экспериментами, разноцветными пробирками, густыми облаками пара. Но мало кто задумывается о том, откуда же берётся это «волшебство». На самом деле ни одна реакция не проходит без образования соединений между атомами реагентов. Более того, эти «перемычки» иногда встречаются и в простых элементах. Они влияют на способность веществ вступать в реакции и объясняют некоторые их физические свойства.
Какие же бывают виды химических связей и как они влияют на соединения?
Начинать надо с самого простого. Химическая связь - это взаимодействие, при котором атомы веществ соединяются и образуют более сложные вещества. Ошибочно полагать, что это свойственно только соединениям вроде солей, кислот и оснований - даже простые вещества, молекулы которых состоят из двух атомов, имеют эти «перемычки», если так можно условно назвать связь. Кстати, важно запомнить, что объединиться могут только атомы, имеющие разные заряды (это основы физики: одинаково заряженные частицы отталкиваются, а противоположные -- притягиваются), так что в сложных веществах всегда найдётся катион (ион с положительным зарядом) и анион (отрицательная частица), а само соединение всегда будет нейтральным.
Теперь попробуем разобраться в том, как происходит образование химической связи.
У любого вещества есть определённое количество электронов, распределённых по энергетическим слоям. Самым уязвимым считается внешний слой, на котором обычно находится самое малое количество этих частиц. Узнать их число можно, посмотрев на номер группы (строка с цифрами от одного до восьми в верхней части таблицы Менделеева), в которой находится химический элемент, а количество энергетических слоёв равно номеру периода (от одного до семи, вертикальная строка слева от элементов).
В идеале на внешнем энергетическом слое находятся восемь электронов. Если же их не хватает, атом старается перетянуть их у другой частицы. Именно в процессе отбора необходимых для завершения внешнего энергетического слоя электронов образуются химические связи веществ. Их число может варьироваться и зависит от количества валентных, или неспаренных, частиц (чтобы узнать, сколько их в атоме, нужно составить его электронную формулу). Число электронов, не имеющих пару, будет равно количеству образовавшихся связей.
Виды химических связей, образующихся при реакциях или же просто в молекуле какого-то вещества, целиком и полностью зависят от самого элемента. Различают три типа «перемычек» между атомами: ионный, металлический и ковалентный. Последний, в свою очередь, делится на полярный и неполярный.
Для того чтобы понять, какой связью связаны атомы, используют своеобразное правило: если элементы находятся в правой и левой частях таблицы (то есть являются металлом и неметаллом, например NaCl), то их соединение - отличный пример ионной связи. Два неметалла образуют ковалентную полярную связь (HCl), а два атома одного вещества, соединяясь в одну молекулу, - ковалентную неполярную (Cl 2 , O 2). Вышеназванные типы химических связей не подходят для веществ, состоящих из металлов, - там встречается исключительно металлическая связь.
Как уже упоминалось ранее, виды химических связей имеют определённое влияние на вещества. Так, например, ковалентная «перемычка» очень нестойкая, из-за чего соединения с ней легко разрушаются при малейшем внешнем воздействии, нагревании например. Правда, касается это только молекулярных веществ. Те же, что имеют немолекулярное строение, практически неразрушимы (идеальный пример - кристалл алмаза - соединение атомов углерода).
Вернёмся к полярной и неполярной ковалентной связи. С неполярной всё просто - электроны, между которыми образуется «перемычка», находятся на равном расстоянии от атомов. Но во втором случае они смещаются к одному из элементов. Победителем в «перетягивании» окажется то вещество, электроотрицательность (способность привлекать электроны) которого выше. Определяется она по специальным таблицам, и чем больше разница этой величины у двух элементов, тем более полярной будет связь между ними. Правда единственное, для чего может пригодиться знание электроотрицательности элементов, - определение катиона (положительный заряд - вещество, у которого эта величина будет меньше) и аниона (отрицательная частица с лучшей способностью к привлечению электронов).
Для соединения металла и неметалла подходят далеко не все типы химических связей. Как уже говорилось выше, если разница в электроотрицательности элементов огромна (а именно так бывает, когда они расположены в противоположных частях таблицы), между ними образуется ионная связь. В этом случае валентные электроны переходят от атома с меньшей электроотрицательностью к атому с большей, образуя анион и катион. Самым ярким примером подобной связи является соединение галогена и металла, например AlCl 2 или HF.
С металлами всё ещё проще. Им чужды вышеперечисленные виды химических связей, потому что у них есть собственная. Соединять она может как атомы одного вещества (Li 2), так и разных (AlCr 2), в последнем случае образуются сплавы. Если говорить о физических свойствах, то металлы совмещают в себе пластичность и прочность, то есть они не разрушаются при малейшем воздействии, а просто изменяют форму.
Кстати, химические связи в молекулах тоже существуют. Они так и называются - межмолекулярными. Самый распространённый тип - водородная связь, при которой атом водорода заимствует электроны у элемента с высокой электроотрицательностью (у молекулы воды, например).
Классификация веществ Все вещества можно разделить на простые состоящие из атомов одного элемента и сложные – состоящие из атомов различных элементов. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы: Металлы – s и d элементы. Неметаллы – p элементы. Сложные вещества делятся на органические и неорганические.
Свойства металлов определяются способностью атомов отдавать свои электроны. Характерный тип химической связи для металлов – металлическая связь. Она характеризуется такими физическими свойствами: ковкость, тягучесть, теплопроводность, электропроводность. При комнатных условиях все металлы кроме ртути находятся в твердом состоянии.
Свойства неметаллов определяются способностью атомов легко принимать электроны и плохо отдавать свои. Неметаллы обладают противоположными металлам физическими свойствами: их кристаллы хрупкие, отсутствует «металлический» блеск, низкие значения теплои электропроводности. Часть неметаллов при комнатных условиях газообразна.
Классификация органических соединений. По строению углеродного скелета: Насыщенные/ненасыщенные Линейные/разветвленные/циклические По наличию функциональных групп: Спирты Кислоты Простые и сложные эфиры Углеводы Альдегиды и кетоны
Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из двух элементов, один из которых – кислород в степени окисления -2. Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие(безразличные). Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды – это оксиды, образующие в реакциях с кислотами или кислотными оксидами соли. Основные оксиды образуются металлами с невысокой степенью окисления (+1, +2) – это элементы 1 й и 2 й групп периодической таблицы. Примеры основных оксидов: Na 2 O, Ca. O, Mg. O, Cu. O. Примеры реакций образования солей: Cu. O + 2 HCl Cu. Cl 2 + H 2 O, Mg. O + CO 2 Mg. CO 3.
Основные оксиды Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя основания: Na 2 O + H 2 O 2 Na. OH Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 Оксиды других металлов с водой не реагируют, соответствующие основания получаются косвенным путем.
Кислотные оксиды – это оксиды, образующие в реакциях с основаниями или с основными оксидами соли. Кислотные оксиды образуются элементами – неметаллами и d – элементами в высоких степенях окисления (+5, +6, +7). Примеры кислотных оксидов: N 2 O 5, SO 3, CO 2, Cr. O 3, V 2 O 5. Примеры реакций кислотных оксидов: SO 3 + 2 KOH K 2 SO 4 + H 2 O Ca. O + CO 2 Ca. CO 3
Кислотные оксиды Часть кислотных оксидов реагирует с водой с образованием соответствующих кислот: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 Другие кислотные оксиды напрямую с водой не реагируют (Si. O 2 , Te. O 3 , Mo. O 3 , WO 3), соответствующие кислоты получаются косвенным путем. Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называются «ангидридами» .
Амфотерные оксиды обладают свойствами и кислотных и основных оксидов. С сильными кислотами такие оксиды реагируют как основные, а с сильными основаниями как кислотные: Sn. O + H 2 SO 4 Sn. SO 4 + H 2 O Sn. O + 2 KOH + H 2 O K 2
Способы получения оксидов Окисление простых веществ: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3, S + O 2 SO 2. Горение сложных веществ: CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O, 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Термическое разложение солей, оснований и кислот. Примеры соответственно: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2, Cd(OH)2 Cd. O + H 2 O, H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O.
Номенклатура оксидов Название оксида строится по формуле «оксид + название элемента в родительном падеже» . Если элемент образует несколько оксидов, то после названия в скобках указывают степень окисления элемента. Например: CO – оксид углерода (II), CO 2 – оксид углерода (IV), Na 2 O – оксид натрия. Иногда вместо степени окисления в названии указывается число атомов кислорода: монооксид, диоксид, триокид и т. д.
Гидроксиды – соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппу (-OH). В зависимости от прочности связей в ряду Э-O-H гидроксиды делятся на кислоты и основания: У кислот самая слабая связь O-H, поэтому при их диссоциации образуется Э-О- и H+. У оснований самая слабая связь Э-О, поэтому при диссоциации образуются Э+ и OH-. У амфотерных гидроксидов может быть разорвана любая из этих двух связей, в зависимости от природы вещества, с которым реагирует гидроксид.
Кислоты Термин «кислота» в рамках теории электролитической диссоциации имеет следующее определение: Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка. HA H++AКислоты делятся на сильные и слабые (по способности к диссоциации), на одно-, двух-, и трехосновные (по количеству содержащихся атомов водорода) и на кислородсодержащие и бескислородные. Например: H 2 SO 4 – сильная, двухосновная, кислородсодержащая.
Химические свойства кислот 1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): H 2 SO 4 + Cu (OH)2 Cu. SO 4 + 2 H 2 O. 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды: 2 HNO 3 + Mg. O Mg(NO 3)2 + H 2 O, H 2 SO 4 + Zn. O Zn. SO 4 + H 2 O.
Химические свойства кислот 3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль: Zn + 2 HCl Zn. Cl 2 + H 2 Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют Cu + 2 HCl ≠.
Химические свойства кислот 4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются: H 2 Si. O 3 H 2 O + Si. O 2 5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей: H 2 SO 4 конц + Na. Clтв Na. HSO 4 + HCl 6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей: 2 HCl + Na 2 CO 3 2 Na. Cl + H 2 O + CO 2
Номенклатура кислот Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс «-о-» , окончание «водородная» и слово «кислота» . Например: HCl – хлороводородная кислота H 2 S – сероводородная кислота HCN – циановодородная кислота
Номенклатура кислот Названия кислородсодержащих кислот образуются по формуле «название элемента» + «окончание» + «кислота» . Окончание меняется в зависимости от степени окисления кислотообразующего элемента. Окончания «–овая» / «-ная» используются для высших степеней окисления. HCl. O 4 – хлорная кислота. Затем используются окончание «–оватая» . HCl. O 3 – хлорноватая кислота. Затем используется окончание «–истая» . HCl. O 2 – хлористая кислота. Наконец, последнее окончание «-оватистая» HCl. O – хлорноватистая кислота.
Номенклатура кислот Если элемент образует всего две кислородсодержащие кислоты (например сера), то для высшей степени окисления используется окончание «–овая» / «- ная» , а для более низкой окончание «-истая» . Пример для кислот серы: H 2 SO 4 – серная кислота H 2 SO 3 – сернистая кислота
Номенклатура кислот Если один кислотный оксид присоединяет различное количество молекул воды при образовании кислоты, то кислота, содержащая большее количество воды обозначается приставкой «орто-» , а меньшее «мета-» . P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 - метафосфорная кислота P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 - ортофосфорная кислота.
Основания Термин «основание» в рамках теории электролитической диссоциации имеет следующее определение: Основаниями – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов (OH‾) и ионов металлов. Основания классифицируются на слабые и сильные(по способности к диссоциации), на одно-, двух-, трехкислотные (по количеству гидроксогрупп, которые могут заместиться на кислотный остаток) на растворимые (щелочи) и нерастворимые(по способности растворяться в воде). Например, KOH – сильное, однокислотное, растворимое.
Химические свойства оснований 1. Взаимодействие с кислотами: Ca(OH)2 + H 2 SO 4 Ca. SO 4 + H 2 O 2. Взаимодействие с кислотными оксидами: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 3. Взаимодействие с амфотерными оксидами: 2 KOH + Sn. O + H 2 O K 2
Химические свойства оснований 4. Взаимодействие с амфотерными основаниями: 2 Na. OH + Zn(OH)2 Na 2 5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды: Ca(OH)2 Ca. O + H 2 O. Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются. 6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be): Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O Na 2 + H 2
Номенклатура оснований Название основания образуется по формуле «гидроксид» + «название металла в родительном падеже» . Если элемент образует несколько гидроксидов, то в скобках указывается его степень окисления. Например Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III). Иногда в названии приставкой к слову «гидроксид» указывается количество гидроксогрупп – моногидроксид, дигидроксид, тригидроксид, и т. д.
Соли Термин «основание» в рамках теории электролитической диссоциации имеет следующее определение: 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 рассматриваются как продукт частичного или полного замещения атомов водорода на атомы металла или гидроксогрупп на кислотный остаток. Если замещение происходит полностью, то образуется нормальная (средняя) соль. Если замещение происходит частично, то такие соли называются кислыми(имеются атомы водорода), либо основными (имеются гидроксогруппы).
Химические свойства солей 1. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ: с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания: Cu. SO 4 + 2 Na. OH Na 2 SO 4 + Cu (OH)2↓ с кислотами взаимодействуют соли: а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль: Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 Ba. SO 4↓ + 2 HCl б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какойлибо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой): Na 2 CO 3 + 2 HCl 2 Na. Cl + H 2 O + CO 2, Na. Clтв + H 2 SO 4 конц Na. HSO 4 + HCl;
Химические свойства солей в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте: Na 2 Si. O 3 + 2 HCl H 2 Si. O 3↓ + 2 Na. Cl г) анионы которой отвечают слабой кислоте: 2 CH 3 COONa + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 CH 3 COOH 2. cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка: Ag. NO 3 + Na. Cl Na. NO 3+ Ag. Cl↓ 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O 2 Al (OH)3↓ + 6 Na. Cl + 3 CO 2
Химические свойства солей 3. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли): Zn + Cu. SO 4 Zn. SO 4 + Cu 4. Некоторые соли разлагаются при нагревании: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 5. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты: Cu. SO 4 + 5 H 2 O Cu. SO 4*5 H 2 O
Химические свойства солей 6. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет рассмотрен в дальнейших лекциях. 7. 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. Например: Na. HSO 4 + Na. OH Na 2 SO 4 + H 2 O, Mg. OHCl + HCl Mg. Cl 2 + H 2 O.
Получение солей 1. Взаимодействие основного оксида с кислотой: Cu. O + H 2 SO 4 Cu. SO 4 + H 2 O 2. Взаимодействие металла с солью другого металла: Mg + Zn. Cl 2 Mg. Cl 2 + Zn 3. Взаимодействие металла с кислотой: Mg + 2 HCl Mg. Cl 2 + H 2 4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 5. Взаимодействие основания с кислотой: Fe(OH)3 + 3 HCl Fe. Cl 3 + 3 H 2 O
Получение солей 6. Взаимодействие соли с основанием: Fe. Cl 2 + 2 KOH Fe(OH)2 + 2 KCl 7. Взаимодействие двух солей: Ba(NO 3)2 + K 2 SO 4 Ba. SO 4 + 2 KNO 3 8. Взаимодействие металла с неметаллом: 2 K + S K 2 S 9. Взаимодействие кислоты с солью: Ca. CO 3 + 2 HCl Ca. Cl 2 + H 2 O + CO 2 10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов: Ca. O + CO 2 Ca. CO 3
Номенклатура солей Название средней соли формируется по следующему правилу: «название кислотного остатка в именительном падеже» + «название металла в родительном падеже» . Если металл может входить в состав соли в нескольких степенях окисления, то степень окисления указывается в скобках после названия соли.
Названия кислотных остатков. Для бескислородных кислот название кислотного остатка состоит из корня латинского названия элемента и окончания «ид» . Например: Na 2 S- сульфид натрия, Na. Cl – хлорид натрия. Для кислородсодержащих кислот название остатка состоит из корня латинского названия и нескольких вариантов окончаний.
Названия кислотных остатков. Для кислотного остатка с элементов в высшей степени окисления используется окончание «ат» . Na 2 SO 4 – сульфат натрия. Для кислотного остатка с меньшей степенью окисления (-истая кислота) используется окончание «-ит» . Na 2 SO 3 – сульфит натрия. Для кислотного остатка с еще меньшей степенью окисления (-оватистая кислота) используется приставка «гиппо-» и окончание «-ит» . Na. Cl. O – гиппохлорит натрия.
Названия кислотных остатков. Некоторые кислотные остатки называются историческими названиями Na. Cl. O 4 – перхлорат натрия. К названию кислых солей добавляется приставка «гидро» , и перед ней еще одна приставка, указывающая на число незамещенных (оставшихся) атомов водорода. Например, Na. H 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия. Аналогично к названию металла основных солей добавляется приставка «гидроксо-» . Например, Cr(OH)2 NO 3 – нитрат дигидроксохрома (III).
Названия и формулы кислот и их остатков Формула кислоты Кислотный остаток Название кислотного остатка 2 3 4 Азотная HNO 3 ‾ нитрат Азотистая HNO 2 ‾ нитрит Бромоводородная HBr Br ‾ бромид Йодоводородная HI I‾ йодид Кремниевая H 2 Si. O 32¯ силикат Марганцовая HMn. O 4¯ перманганат Марганцовистая H 2 Mn. O 42¯ манганат Метафосфорная HPO 3¯ H 3 As. O 43¯ Название кислоты 1 Мышьяковая метафосфат арсенат
Формула кислоты Мышьяковистая H 3 As. O 3 Ортофосфорная H 3 PO 4 Название кислоты Пирофосфорная H 4 P 2 O 7 Двухромовая Родановодородная Сернистая Фосфористая Фтороводородная (плавиковая) Хлороводородная (соляная) Хлорная Хлорноватая Хлористая Хлорноватистая Хромовая Циановодородная (синильная) H 2 Cr 2 O 7 HCNS H 2 SO 4 H 2 SO 3 H 3 PO 3 Кислотный Название кислотного остаток остатка As. O 33¯ арсенит PO 43¯ ортофосфат (фосфат) пирофосфат P 2 O 7 4 ¯ (дифосфат) Cr 2 O 72¯ дихромат CNS¯ роданид SO 42¯ сульфат SO 32¯ сульфит PO 33¯ фосфит HF F¯ HCl. O 4 HCl. O 3 HCl. O 2 HCl. O H 2 Cr. O 4 Cl¯ Cl. O 4¯ Cl. O 3¯ Cl. O 2¯ Cl. O¯ Cr. O 42¯ HCN CN¯ фторид хлорид перхлорат хлорит гипохлорит хромат цианид
