Podjela anorganskih spojeva i njihova svojstva. Anorganske tvari: primjeri i svojstva Klasifikacija složenih tvari prema sastavu
Klasifikacija anorganskih tvari s primjerima spojeva
Sada ćemo detaljnije analizirati gore prikazanu klasifikacijsku shemu.
Kao što vidimo, prije svega, sve anorganske tvari podijeljene su na jednostavan I kompleks:
Jednostavne tvari To su tvari koje tvore atomi samo jednog kemijskog elementa. Na primjer, jednostavne tvari su vodik H2, kisik O2, željezo Fe, ugljik C itd.
Među jednostavnim tvarima postoje metali, nemetali I plemeniti plinovi:
Metali tvore kemijski elementi koji se nalaze ispod bor-astatinske dijagonale, kao i svi elementi koji se nalaze u bočnim skupinama.
Plemeniti plinovi tvore kemijski elementi skupine VIIIA.
Nemetali formiraju redom kemijski elementi koji se nalaze iznad dijagonale bor-astatin, s izuzetkom svih elemenata bočnih podskupina i plemenitih plinova koji se nalaze u skupini VIIIA:
Nazivi jednostavnih tvari najčešće se podudaraju s nazivima kemijskih elemenata od čijih atoma nastaju. Međutim, za mnoge kemijske elemente fenomen alotropije je široko rasprostranjen. Alotropija je pojava kada je jedan kemijski element sposoban formirati nekoliko jednostavnih tvari. Na primjer, u slučaju kemijskog elementa kisika moguće je postojanje molekularnih spojeva s formulama O 2 i O 3 . Prva tvar obično se naziva kisik na isti način kao i kemijski element od čijih je atoma nastala, a druga tvar (O 3) obično se naziva ozon. Jednostavna tvar ugljik može značiti bilo koju njegovu alotropsku modifikaciju, na primjer, dijamant, grafit ili fuleren. Jednostavna tvar fosfor može se shvatiti kao njegove alotropske modifikacije, kao što su bijeli fosfor, crveni fosfor, crni fosfor.
Složene tvari
Složene tvari su tvari sastavljene od atoma dvaju ili više kemijskih elemenata.
Na primjer, složene tvari su amonijak NH 3, sumporna kiselina H 2 SO 4, gašeno vapno Ca (OH) 2 i bezbroj drugih.
Među složenim anorganskim tvarima postoji 5 glavnih klasa, naime oksidi, baze, amfoterni hidroksidi, kiseline i soli:
Oksidi - složene tvari sastavljene od dva kemijska elementa od kojih je jedan kisik u oksidacijskom stanju -2.
Opća formula oksida može se napisati kao E x O y, gdje je E simbol kemijskog elementa.
Nomenklatura oksida
Naziv oksida kemijskog elementa temelji se na principu:
Na primjer:
Fe 2 O 3 - željezov (III) oksid; CuO—bakrov(II) oksid; N 2 O 5 - dušikov oksid (V)
Često možete pronaći informaciju da je valencija elementa navedena u zagradama, ali to nije slučaj. Tako je, na primjer, oksidacijsko stanje dušika N 2 O 5 +5, a valencija je, čudno, četiri.
Ako kemijski element ima jedno pozitivno oksidacijsko stanje u spojevima, tada oksidacijsko stanje nije naznačeno. Na primjer:
Na 2 O - natrijev oksid; H 2 O - vodikov oksid; ZnO - cinkov oksid.
Klasifikacija oksida
Oksidi se prema njihovoj sposobnosti stvaranja soli u interakciji s kiselinama ili bazama dijele na odgovarajući način. solotvorni I koji ne stvaraju soli.
Malo je oksida koji ne tvore soli; svi su formirani od nemetala u oksidacijskom stanju +1 i +2. Treba zapamtiti popis oksida koji ne tvore soli: CO, SiO, N 2 O, NO.
Oksidi koji stvaraju sol, pak, dijele se na Osnovni, temeljni, kiselo I amfoteran.
Bazični oksidi To su oksidi koji u reakciji s kiselinama (ili kiselim oksidima) tvore soli. Bazični oksidi uključuju metalne okside u oksidacijskom stanju +1 i +2, osim oksida BeO, ZnO, SnO, PbO.
Kiseli oksidi To su oksidi koji u reakciji s bazama (ili bazičnim oksidima) stvaraju soli. Kiseli oksidi su gotovo svi oksidi nemetala s izuzetkom nesoli CO, NO, N 2 O, SiO, kao i svi metalni oksidi u visokim stupnjevima oksidacije (+5, +6 i +7).
Amfoterni oksidi nazivaju se oksidi koji mogu reagirati i s kiselinama i s bazama, te kao rezultat tih reakcija stvaraju soli. Takvi oksidi pokazuju dvostruku kiselinsko-baznu prirodu, to jest, mogu pokazivati svojstva i kiselih i bazičnih oksida. U amfoterne okside ubrajaju se metalni oksidi u oksidacijskim stanjima +3, +4, kao i iznimke oksidi BeO, ZnO, SnO i PbO.
Neki metali mogu tvoriti sva tri tipa oksida koji stvaraju soli. Na primjer, krom tvori bazični oksid CrO, amfoterni oksid Cr 2 O 3 i kiseli oksid CrO 3.
Kao što vidite, kiselo-bazna svojstva metalnih oksida izravno ovise o stupnju oksidacije metala u oksidu: što je viši stupanj oksidacije, to su izraženija kisela svojstva.
Temelji
Temelji - spojevi formule Me(OH) x, gdje x najčešće jednaka 1 ili 2.
Iznimke: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2 nisu baze, unatoč oksidacijskom stanju metala +2. Ovi spojevi su amfoterni hidroksidi, o kojima će biti više riječi u ovom poglavlju.
Klasifikacija baza
Baze se klasificiraju prema broju hidroksilnih skupina u jednoj strukturnoj jedinici.
Baze s jednom hidrokso skupinom, tj. tipa MeOH naziva se monokiselinske baze, s dvije hidrokso skupine, tj. tipa Me(OH) 2, odnosno dvokiselina itd.
Baze se također dijele na topive (lužine) i netopljive.
U alkalije spadaju isključivo hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala, kao i talijev hidroksid TlOH.
Nomenklatura baza
Naziv zaklade temelji se na sljedećem principu:
Na primjer:
Fe(OH) 2 - željezov (II) hidroksid,
Cu(OH) 2 - bakrov (II) hidroksid.
U slučajevima kada metal u složenim tvarima ima konstantno oksidacijsko stanje, nije ga potrebno navesti. Na primjer:
NaOH - natrijev hidroksid,
Ca(OH) 2 - kalcijev hidroksid itd.
kiseline
kiseline - složene tvari čije molekule sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti metalom.
Opća formula kiselina može se napisati kao H x A, gdje su H atomi vodika koji se mogu zamijeniti metalom, a A je kiselinski ostatak.
Na primjer, kiseline uključuju spojeve kao što su H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itd.
Klasifikacija kiselina
Prema broju atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom, kiseline se dijele na:
- O bazne kiseline: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;
- d bazične kiseline: H2SO4, H2SO3, H2C03;
- T rehobazne kiseline: H3PO4, H3BO3.
Treba napomenuti da broj atoma vodika u slučaju organskih kiselina najčešće ne odražava njihovu bazičnost. Na primjer, octena kiselina s formulom CH 3 COOH, unatoč prisutnosti 4 atoma vodika u molekuli, nije tetra- već monobazična. Bazičnost organskih kiselina određena je brojem karboksilnih skupina (-COOH) u molekuli.
Također, prema prisutnosti kisika u molekulama, kiseline se dijele na bezkisikove (HF, HCl, HBr itd.) i one koje sadrže kisik (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itd.) . Nazivaju se i kiseline koje sadrže kisik oksokiseline.
Više o klasifikaciji kiselina možete pročitati.
Nomenklatura kiselina i kiselinskih ostataka
Sljedeći popis imena i formula kiselina i kiselinskih ostataka morate naučiti.
U nekim slučajevima, nekoliko sljedećih pravila može olakšati pamćenje.
Kao što se može vidjeti iz gornje tablice, konstrukcija sustavnih naziva kiselina bez kisika je sljedeća:
Na primjer:
HF—fluorovodična kiselina;
HCl—klorovodična kiselina;
H 2 S je hidrosulfidna kiselina.
Nazivi kiselinskih ostataka kiselina bez kisika temelje se na principu:
Na primjer, Cl - - klorid, Br - - bromid.
Nazivi kiselina koje sadrže kisik dobivaju se dodavanjem raznih nastavaka i završetaka nazivu elementa koji tvori kiselinu. Na primjer, ako element koji stvara kiselinu u kiselini koja sadržava kisik ima najviši stupanj oksidacije, tada se naziv takve kiseline konstruira na sljedeći način:
Na primjer, sumporna kiselina H 2 S +6 O 4, kromna kiselina H 2 Cr +6 O 4.
Sve kiseline koje sadrže kisik također se mogu klasificirati kao kiselinski hidroksidi jer sadrže hidroksilne skupine (OH). Na primjer, to se može vidjeti iz sljedećih grafičkih formula nekih kiselina koje sadrže kisik:
Tako se sumporna kiselina inače može nazvati sumpor (VI) hidroksid, dušična kiselina - dušikov (V) hidroksid, fosforna kiselina - fosfor (V) hidroksid itd. U ovom slučaju, broj u zagradama karakterizira stupanj oksidacije elementa koji stvara kiselinu. Ova inačica imena kiselina koje sadrže kisik mnogima se može činiti izuzetno neobičnom, ali povremeno se takva imena mogu naći u stvarnim KIM-ovima Jedinstvenog državnog ispita iz kemije u zadacima o klasifikaciji anorganskih tvari.
Amfoterni hidroksidi
Amfoterni hidroksidi - metalni hidroksidi koji pokazuju dvostruku prirodu, tj. sposobni pokazivati i svojstva kiselina i svojstva baza.
Metalni hidroksidi u oksidacijskim stanjima +3 i +4 su amfoterni (kao i oksidi).
Također, kao izuzetak, u amfoterne hidrokside spadaju spojevi Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, unatoč oksidacijskom stanju metala u njima +2.
Za amfoterne hidrokside trovalentnih i četverovalentnih metala moguće je postojanje orto- i meta-formi koje se međusobno razlikuju za jednu molekulu vode. Na primjer, aluminij(III) hidroksid može postojati u orto obliku Al(OH)3 ili meta obliku AlO(OH) (metahidroksid).
Budući da, kao što je već spomenuto, amfoterni hidroksidi pokazuju i svojstva kiselina i svojstva baza, njihova se formula i naziv također mogu pisati različito: ili kao baza ili kao kiselina. Na primjer:
Soli
Soli - to su složene tvari koje sadrže metalne katione i anione kiselinskih ostataka.
Na primjer, soli uključuju spojeve kao što su KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itd.
Gore prikazana definicija opisuje sastav većine soli, međutim, postoje soli koje ne spadaju pod nju. Na primjer, umjesto metalnih kationa, sol može sadržavati amonijeve katione ili njegove organske derivate. Oni. soli uključuju spojeve kao što su, na primjer, (NH 4) 2 SO 4 (amonijev sulfat), + Cl - (metil amonijev klorid), itd.
Također je u suprotnosti s gornjom definicijom soli klasa takozvanih kompleksnih soli, o kojoj ćemo raspravljati na kraju ove teme.
Klasifikacija soli
S druge strane, soli se mogu smatrati produktima zamjene vodikovih kationa H+ u kiselini s drugim kationima ili kao produkti zamjene hidroksidnih iona u bazama (ili amfoternim hidroksidima) s drugim anionima.
Uz potpunu zamjenu, tzv prosjek ili normalan sol. Na primjer, potpunom zamjenom vodikovih kationa u sumpornoj kiselini s natrijevim kationima nastaje prosječna (normalna) sol Na 2 SO 4, a potpunom zamjenom hidroksidnih iona u bazi Ca (OH) 2 s kiselim ostacima nitratnih iona , nastaje prosječna (normalna) sol Ca(NO3)2.
Soli dobivene nepotpunom zamjenom vodikovih kationa u dvobazičnoj (ili više) kiselini metalnim kationima nazivamo kiselim. Dakle, kada su vodikovi kationi u sumpornoj kiselini nepotpuno zamijenjeni natrijevim kationima, nastaje kisela sol NaHSO 4 .
Soli koje nastaju nepotpunom zamjenom hidroksidnih iona u dvokiselinskim (ili više) bazama nazivamo bazama. O jake soli. Na primjer, s nepotpunom zamjenom hidroksidnih iona u bazi Ca(OH) 2 s nitratnim ionima, nastaje baza O bistra sol Ca(OH)NO3.
Soli koje se sastoje od kationa dva različita metala i aniona kiselinskih ostataka samo jedne kiseline nazivaju se dvostruke soli. Tako su npr. dvostruke soli KNaCO 3, KMgCl 3 itd.
Ako je sol sastavljena od jedne vrste kationa i dvije vrste kiselinskih ostataka, takve se soli nazivaju mješovite. Na primjer, miješane soli su spojevi Ca(OCl)Cl, CuBrCl itd.
Postoje soli koje ne potpadaju pod definiciju soli kao produkti zamjene vodikovih kationa u kiselinama metalnim kationima ili produkti zamjene hidroksidnih iona u bazama anionima kiselinskih ostataka. To su kompleksne soli. Na primjer, kompleksne soli su natrijev tetrahidroksozinkat i tetrahidroksoaluminat s formulama Na 2 odnosno Na. Složene soli najčešće se među ostalima mogu prepoznati po prisutnosti uglatih zagrada u formuli. Međutim, morate razumjeti da bi neka tvar mogla biti klasificirana kao sol, mora sadržavati neke katione osim (ili umjesto) H +, a anioni moraju sadržavati neke anione osim (ili umjesto) OH - . Na primjer, spoj H2 ne pripada klasi kompleksnih soli, budući da kada disocira od kationa, u otopini su prisutni samo vodikovi kationi H+. Na temelju tipa disocijacije, ovu tvar treba prije klasificirati kao kompleksnu kiselinu bez kisika. Isto tako spoj OH ne spada u soli jer ovaj spoj sastoji se od kationa + i hidroksidnih iona OH -, t.j. treba ga smatrati sveobuhvatnim temeljem.
Nomenklatura soli
Nomenklatura srednjih i kiselih soli
Naziv srednjih i kiselih soli temelji se na principu:
Ako je oksidacijsko stanje metala u složenim tvarima konstantno, tada nije naznačeno.
Imena kiselinskih ostataka navedena su gore pri razmatranju nomenklature kiselina.
Na primjer,
Na 2 SO 4 - natrijev sulfat;
NaHSO 4 - natrijev hidrogen sulfat;
CaCO 3 - kalcijev karbonat;
Ca(HCO 3) 2 - kalcijev bikarbonat itd.
Nomenklatura bazičnih soli
Nazivi glavnih soli temelje se na principu:
Na primjer:
(CuOH) 2 CO 3 - bakrov (II) hidroksikarbonat;
Fe(OH) 2 NO 3 - željezo (III) dihidroksonitrat.
Nomenklatura kompleksnih soli
Nomenklatura kompleksnih spojeva mnogo je kompliciranija, a za polaganje Jedinstvenog državnog ispita ne morate puno znati o nomenklaturi kompleksnih soli.
Trebali biste znati imenovati složene soli dobivene reakcijom otopina lužina s amfoternim hidroksidima. Na primjer:
*Iste boje u formuli i nazivu označavaju odgovarajuće elemente formule i naziva.
Trivijalni nazivi anorganskih tvari
Pod trivijalnim nazivima podrazumijevamo nazive tvari koji nisu povezani ili su slabo povezani s njihovim sastavom i strukturom. Trivijalna imena određena su, u pravilu, ili povijesnim razlozima ili fizičkim ili kemijskim svojstvima tih spojeva.
Popis trivijalnih naziva anorganskih tvari koje trebate znati:
| Na 3 | kriolit |
| SiO2 | kvarc, silicij |
| FeS 2 | pirit, željezni pirit |
| CaSO 4 ∙2H 2 O | gips |
| CaC2 | kalcijev karbid |
| Al 4 C 3 | aluminijev karbid |
| KOH | kaustični kalij |
| NaOH | kaustična soda, kaustična soda |
| H2O2 | vodikov peroksid |
| CuSO 4 ∙5H 2 O | bakreni sulfat |
| NH4Cl | amonijak |
| CaCO3 | kreda, mramor, vapnenac |
| N2O | plin za smijanje |
| NE 2 | smeđi plin |
| NaHCO3 | soda bikarbona (piće). |
| Fe3O4 | željezni kamenac |
| NH 3 ∙H 2 O (NH 4 OH) | amonijak |
| CO | ugljični monoksid |
| CO2 | ugljični dioksid |
| SiC | karborund (silicijev karbid) |
| PH 3 | fosfin |
| NH 3 | amonijak |
| KClO3 | Bertoletova sol (kalijev klorat) |
| (CuOH)2CO3 | malahit |
| CaO | živo vapno |
| Ca(OH)2 | gašeno vapno |
| prozirna vodena otopina Ca(OH) 2 | vapnena voda |
| suspenzija krutog Ca(OH) 2 u njegovoj vodenoj otopini | krečno mlijeko |
| K2CO3 | potaša |
| Na2CO3 | soda pepeo |
| Na 2 CO 3 ∙10H 2 O | kristalna soda |
| MgO | magnezijev oksid |
Jednostavne tvari. Molekule se sastoje od atoma iste vrste (atoma istog elementa). U kemijskim reakcijama ne mogu se razgraditi u druge tvari.
Složene tvari (ili kemijski spojevi). Molekule se sastoje od različitih vrsta atoma (atoma različitih kemijskih elemenata). U kemijskim reakcijama razgrađuju se na nekoliko drugih tvari.
Između metala i nemetala nema oštre granice jer Postoje jednostavne tvari koje pokazuju dvojaka svojstva.
Alotropija
Alotropija- sposobnost nekih kemijskih elemenata da tvore nekoliko jednostavnih tvari koje se razlikuju po strukturi i svojstvima.
C - dijamant, grafit, karabin.
O - kisik, ozon.
S - rombični, monoklinski, plastični.
P - bijela, crvena, crna.
Fenomen alotropije uzrokovan je dvama razlozima:
1) različiti brojevi atoma u molekuli, na primjer kisik O 2 i ozon O 3
2) stvaranje raznih kristalnih oblika, na primjer dijamanta i grafita.
BAZE
Temelji- složene tvari u kojima su atomi metala povezani s jednom ili više hidroksilnih skupina (sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, baze su složene tvari, pri čijoj disocijaciji u vodenoj otopini nastaju metalni kationi (ili NH4+) a nastaju hidroksid – anioni OH –) .
Klasifikacija. Topljiv u vodi (lužine) i netopljiv. Amfoterne baze također pokazuju svojstva slabih kiselina.
Priznanica
1. Reakcije aktivnih metala (alkalijski i zemnoalkalijski metali) s vodom:
2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 -
Ca + 2H 2 O ® Ca(OH) 2 + H 2 -
2. Interakcija aktivnih metalnih oksida s vodom:
BaO + H 2 O ® Ba(OH) 2
3. Elektroliza vodenih otopina soli
2NaCl + 2H 2 O ® 2NaOH + H 2 - + Cl 2 -
Kemijska svojstva
| Alkalije | Netopljive baze |
| 1. Djelovanje na indikatore. | |
| lakmus – plavo metiloranž – žuta fenolftalein – malina |
-- |
| 2. Interakcija s kiselim oksidima. | |
| 2KOH + CO 2 ® K 2 CO 3 + H 2 O KOH + CO 2 ® KHCO 3 |
-- |
| 3. Interakcija s kiselinama (reakcija neutralizacije) | |
| NaOH + HNO 3 ® NaNO 3 + H 2 O | Cu(OH) 2 + 2HCl® CuCl 2 + 2H 2 O |
| 4. Reakcija izmjene sa solima | |
| Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 ® 2KOH + BaSO 4 ¯ 3KOH+Fe(NO 3) 3 ® Fe(OH) 3 ¯ + 3KNO 3 |
-- |
| 5. Toplinska razgradnja. | |
| -- | Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O |
OKSIDI
Klasifikacija
Oksidi- to su složene tvari koje se sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kisik.
| OKSIDI | |
| Ne stvara sol | CO, N2O, NO |
| Tvorbe soli | Osnovni, temeljni - to su metalni oksidi u kojima potonji pokazuju malo oksidacijsko stanje +1, +2 Na20; MgO; CuO |
| |
Amfoteran (obično za metale s oksidacijskim stupnjem +3, +4). Amfoterni hidroksidi im odgovaraju kao hidrati ZnO; Al203; Cr203; SnO2 |
| |
kiselo - to su oksidi nemetala i metala sa stupnjem oksidacije od +5 do +7 SO2; SO 3; P2O5; Mn207; CrO3 |
| |
Bazični oksidi baze odgovaraju kiselo- kiseline, amfoteran- i oni i drugi |
Priznanica
1. Međudjelovanje jednostavnih i složenih tvari s kisikom:
2Mg + O 2 ® 2MgO
4P + 5O 2 ® 2P 2 O 5
S + O 2 ® SO 2
2CO + O 2 ® 2CO 2
2CuS + 3O 2 ® 2CuO + 2SO 2
CH 4 + 2O 2 ® CO 2 + 2H 2 O
4NH 3 + 5O 2 - kat. ® 4NO + 6H20
2. Razgradnja nekih tvari koje sadrže kisik (baze, kiseline, soli) kada se zagrijavaju:
Cu(OH) 2 - t ° ® CuO + H 2 O
(CuOH) 2 CO 3 - t ° ® 2CuO + CO 2 + H 2 O
2Pb(NO 3) 2 - t ° ® 2PbO + 4NO 2 + O 2
2HMnO 4 - t °; H 2 SO 4 (konc.) ® Mn 2 O 7 + H 2 O
Kemijska svojstva
| Bazični oksidi | Kiseli oksidi |
| 1. Interakcija s vodom | |
| Baza se formira: Na 2 O + H 2 O® 2NaOH CaO + H 2 O ® Ca(OH) 2 |
Kiselina nastaje: SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 P 2 O 5 + 3H 2 O® 2H 3 PO 4 |
| 2. Interakcija s kiselinom ili bazom: | |
| Pri reakciji s kiselinom nastaju sol i voda MgO + H 2 SO 4 - t ° ® MgSO 4 + H 2 O CuO + 2HCl - t ° ® CuCl 2 + H 2 O |
Pri reakciji s bazom nastaju sol i voda CO 2 + Ba(OH) 2 ® BaCO 3 + H 2 O SO 2 + 2NaOH® Na 2 SO 3 + H 2 O |
| Amfoterni oksidi međusobno djeluju | |
| s kiselinama kao bazama: ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O |
s bazama kao kiselima: ZnO + 2NaOH ® Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ZnO + 2NaOH + H 2 O ® Na 2) |
| 3. Međusobnim djelovanjem bazičnih i kiselih oksida nastaju soli. | |
| Na 2 O + CO 2 ® Na 2 CO 3 | |
| 4. Redukcija na jednostavne tvari: | |
| 3CuO + 2NH 3 ® 3Cu + N 2 + 3H 2 O P 2 O 5 + 5C ® 2P + 5CO |
|
Kemija proučava pretvorbe kemijskih tvari, kojih je danas poznato više od 20 milijuna. Stoga je važna klasifikacija kemijskih spojeva, odnosno njihovo spajanje u skupine ili razrede koji imaju slična svojstva. Ova lekcija pomoći će vam u proučavanju suvremene klasifikacije anorganskih tvari i upoznati vas s pravilima za sastavljanje njihovih naziva pomoću kemijskih formula.
Tema: Glavne klase spojeva, njihova svojstva i tipične reakcije
Lekcija: Klasifikacija i nomenklatura anorganskih tvari
Anorganske tvari se prema sastavu obično dijele u dvije skupine: mala skupina jednostavnih tvari (ima ih oko 400) i vrlo velika skupina složenih tvari. Jednostavne tvari sastoje se od jednog kemijskog elementa, dok se složene tvari sastoje od više njih.
Sve jednostavne tvari mogu se podijeliti na metale i nemetale, jer se njihova svojstva značajno razlikuju. Metali imaju metalni sjaj, visoku toplinsku i električnu vodljivost, duktilni su i pokazuju svojstva obnavljanja. Nemetali imaju vrlo različita fizikalna i kemijska svojstva, ali su u pravilu u čvrstom stanju krti i slabo provode struju i toplinu.
Granica između metala i nemetala je proizvoljna. Postoje tvari koje imaju svojstva i metala i nemetala. Na primjer, sivi arsen ima metalni sjaj i električnu vodljivost (slika 1), dok druga alotropska modifikacija - žuti arsen - ima čisto nemetalna svojstva.
Riža. 1. Sivi arsen
Složene tvari obično se dijele na klase: oksidi, kiseline, baze, amfoterni hidroksidi i soli (slika 2). Ova klasifikacija je nesavršena, jer u njoj nema mjesta za amonijak, spojeve metala s fosforom, dušikom, ugljikom itd.
Riža. 2. Klasifikacija anorganskih tvari
Oksidi može biti solotvorno ili nesolotvorno. Oksidi koji tvore soli odgovaraju hidroksidima i solima s elementom u istom oksidacijskom stanju kao u oksidu. Oksidi koji ne tvore soli nemaju odgovarajuće hidrokside i soli. Malo je takvih oksida: N2O, NO, SiO, CO.
Solotvorne okside, ovisno o kiselo-baznom karakteru, dijelimo na kisele, amfoterne i bazične.
Bazične okside tvore metali s malim oksidacijskim stupnjem +1, +2. Amfoterne okside tvore prijelazni metali s oksidacijskim stupnjem +3, +4, kao i Be, Zn, Sn, Pb. Kisele okside tvore nemetali, kao i metali sa stupnjem oksidacije većim od +4. Riža. 3.
Riža. 3. Klasifikacija oksida
Kiseline su složene tvari koje se sastoje od atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalima i kiselim ostacima. Kiseline se prema sadržaju kisika mogu podijeliti u skupine: one koje sadrže kisik (npr. HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4 ) i bez kisika (HI, H 2 S). Riža. 4.
Riža. 4. Podjela kiselina
Baze su složene tvari koje se sastoje od metalnih kationa i jednog ili više hidroksidnih aniona. Klasifikacija baza može se temeljiti na različitim karakteristikama. Na primjer, njihov odnos prema vodi. Na temelju ovog kriterija baze se dijele na topive u vodi (lužine) i netopljive u vodi. Riža. 5.
Riža. 5. Klasifikacija baza
Amfoterni hidroksidi su složene tvari koje imaju svojstva i kiselina i baza, pa se njihove formule mogu pisati u različitim oblicima:
Zn(OH) 2 = H 2 ZnO 2
baza oblik kiselina oblik
Postoji nekoliko vrsta soli (slika 6).
Riža. 6. Vrste soli
Srednje soli sastoje se od metalnih (ili amonijevih) kationa i aniona kiselinskih ostataka. Kisele soli, osim kationa metala, sadrže katione vodika i anion kiselinskog ostatka. Bazične soli sadrže hidroksidne anione.
Ako je sol sastavljena od dvije vrste metalnih kationa i jednog aniona, tada se naziva dvostrukom. Na primjer, aluminij-kalijev sulfat KAl(SO 4) 2.
Soli s dva različita aniona i jednim kationom nazivamo miješanim. Na primjer, Ca(OCl)Cl je kalcijev klorid-hipoklorit.
Kompleksne soli sadrže kompleksni ion, koji se obično nalazi u uglatim zagradama.
Bibliografija
- Kuznetsova N.E., Litvinova T.N., Levkin A.N. Kemija: 11. razred: udžbenik za učenike općeg. osnivanje (razina profila): u 2 dijela.2.dio. - M.: Ventana-Graf, 2008. (§55)
- Radetsky A.M. Kemija. Didaktički materijal. 10-11 razreda. - M.: Obrazovanje, 2011.
- Khomchenko I.D. Zbirka zadataka i vježbi iz kemije za srednju školu. - M.: RIA “Novi val”: Izdavač Umerenkov, 2008. (str. 27-30)
- Enciklopedija za djecu. Svezak 17. Kemija / Pogl. izd. V.A. Volodin, Ved. znanstveni izd. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003. (str. 156-159)
Oksidi– spojevi elemenata s kisikom, oksidacijsko stanje kisika u oksidima je uvijek -2.
Bazični oksidi tvore tipične metale s C.O. +1,+2 (Li 2 O, MgO, CaO, CuO, itd.).
Kiseli oksidi tvore nemetale sa S.O. više od +2 i metali sa S.O. od +5 do +7 (SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2, SiO 2, CrO 3 i Mn 2 O 7). Iznimka: oksidi NO 2 i ClO 2 nemaju odgovarajuće kisele hidrokside, ali se smatraju kiselima.
Amfoterni oksidi tvore amfoterni metali s C.O. +2,+3,+4 (BeO, Cr 2 O 3, ZnO, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2 i PbO).
Oksidi koji ne stvaraju soli– oksidi nemetala s CO+1,+2 (CO, NO, N 2 O, SiO).
Temelji (glavni hidroksidi ) - složene tvari koje se sastoje od metalnog iona (ili amonijevog iona) i hidroksilne skupine (-OH).
Kiseli hidroksidi (kiseline)- složene tvari koje se sastoje od atoma vodika i kiselinskog ostatka.
Amfoterni hidroksidi koju čine elementi s amfoternim svojstvima.
Soli- složene tvari sastavljene od metalnih atoma u kombinaciji s kiselim ostacima.
Srednje (normalne) soli- svi atomi vodika u molekulama kiselina zamijenjeni su atomima metala.
Kisele soli- atomi vodika u kiselini su djelomično zamijenjeni atomima metala. Dobivaju se neutralizacijom baze s viškom kiseline. Pravilno imenovati kisela sol, Nazivu normalne soli potrebno je dodati prefiks hidro- ili dihidro-, ovisno o broju vodikovih atoma uključenih u kiselu sol.
Na primjer, KHCO 3 - kalijev bikarbonat, KH 2 PO 4 - kalijev dihidrogenortofosfat
Mora se zapamtiti da kisele soli mogu tvoriti samo dvije ili više bazičnih kiselina.
Bazične soli- hidrokso skupine baze (OH −) su djelomično zamijenjene kiselim ostacima. Imenovati bazična sol, nazivu normalne soli potrebno je dodati prefiks hidrokso- ili dihidrokso-, ovisno o broju OH skupina koje sol sadrži.
Na primjer, (CuOH) 2 CO 3 je bakrov (II) hidroksikarbonat.
Mora se imati na umu da bazične soli mogu tvoriti samo baze koje sadrže dvije ili više hidrokso skupina.
Dvostruke soli- sadrže dva različita kationa; dobivaju se kristalizacijom iz miješane otopine soli s različitim kationima, ali istim anionima. Na primjer, KAl(SO 4) 2, KNaSO 4.
Miješane soli- sadrže dva različita aniona. Na primjer, Ca(OCl)Cl.
Hidratne soli (kristalni hidrati) - sadrže molekule kristalizacijske vode. Primjer: Na 2 SO 4 10H 2 O.
Trivijalni nazivi često korištenih anorganskih tvari:
| Formula | Trivijalno ime |
| NaCl | halit, kamena sol, kuhinjska sol |
| Na2SO4 * 10H20 | Glauberova sol |
| NaNO3 | Natrij, čileanski nitrat |
| NaOH | kaustična soda, kaustična soda, kaustična soda |
| Na2CO3 * 10H20 | kristalna soda |
| Na2CO3 | Soda Ash |
| NaHCO3 | soda bikarbona (piće). |
| K2CO3 | potaša |
| CON | kaustični kalij |
| KCl | kalijeva sol, silvit |
| KClO3 | Bertholletova sol |
| KNO 3 | Kalij, indijska salitra |
| K 3 | crvena krvna sol |
| K 4 | žuta krvna sol |
| KFe 3+ | prusko plava |
| KFe 2+ | Turnbull plava |
| NH4Cl | Amonijak |
| NH3*H20 | amonijak, amonijačna voda |
| (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 | Mohrova sol |
| CaO | živo vapno (paljeno) vapno |
| Ca(OH) 2 | gašeno vapno, vapnena voda, vapneno mlijeko, vapneno tijesto |
| SaSO 4 * 2H 2 O | Gips |
| CaCO3 | mramor, vapnenac, kreda, kalcit |
| CaHPO 4 × 2H2O | Talog |
| Ca(H 2 PO 4) 2 | dvostruki superfosfat |
| Ca(H2PO4)2+2CaSO4 | jednostavni superfosfat |
| CaOCl 2 (Ca(OCl) 2 + CaCl 2) | prašak za izbjeljivanje |
| MgO | magnezijev oksid |
| MgSO4*7H20 | Epsom (gorka) sol |
| Al2O3 | korund, boksit, glinica, rubin, safir |
| C | dijamant, grafit, čađa, ugljen, koks |
| AgNO3 | lapis |
| (CuOH) 2 CO 3 | malahit |
| Cu2S | bakreni sjaj, halkozit |
| CuSO4*5H20 | bakreni sulfat |
| FeSO4*7H20 | inkstone |
| FeS 2 | pirit, željezni pirit, sumporni pirit |
| FeCO 3 | siderit |
| Fe 2 O 3 | crvena željezna ruda, hematit |
| Fe 3 O 4 | magnetska željezna ruda, magnetit |
| FeO × nH2O | smeđa željezna ruda, limonit |
| H2SO4 × nSO 3 | oleumska otopina SO 3 u H 2 SO 4 |
| N2O | plin za smijanje |
| NE 2 | smeđi plin, lisičji rep |
| SO 3 | sumporni plin, sumporni anhidrid |
| SO 2 | sumporni dioksid, sumporov dioksid |
| CO | ugljični monoksid |
| CO2 | ugljični dioksid, suhi led, ugljični dioksid |
| SiO2 | silicij, kvarc, riječni pijesak |
| CO+H2 | vodeni plin, sintezni plin |
| Pb(CH3COO)2 | olovni šećer |
| PbS | olovni sjaj, galenit |
| ZnS | cinkova mješavina, sfalerit |
| HgCl2 | korozivni sublimat |
| HgS | cinobar |
Anorganske tvari dijele se u klase ili prema sastavu (binarni i višeelementni; s kisikom, s dušikom itd.) ili po funkcionalnim značajkama.
Najvažnije klase anorganskih spojeva, koje se razlikuju po funkcionalnim svojstvima, uključuju soli, kiseline, baze i okside.
Soli- to su spojevi koji u otopini disociraju na metalne katione i kiselinske ostatke. Primjeri soli uključuju, na primjer, barijev sulfat BaSO4 i cink klorid ZnCl2.
kiseline– tvari koje u otopinama disociraju i nastaju vodikovi ioni. Primjeri anorganskih kiselina uključuju klorovodičnu (HCl), sumpornu (H 2 SO 4), dušičnu (HNO 3), fosfornu (H 3 PO 4) kiseline. Najkarakterističnije kemijsko svojstvo kiselina je njihova sposobnost da reagiraju s bazama i tvore soli. Prema stupnju disocijacije u razrijeđenim otopinama kiseline se dijele na jake kiseline, kiseline srednje jakosti i slabe kiseline. Na temelju svoje redoks sposobnosti razlikuju oksidirajuće kiseline (HNO 3) i redukcijske kiseline (HI, H 2 S). Kiseline reagiraju s bazama, amfoternim oksidima i hidroksidima stvarajući soli.
Temelji– tvari koje u otopinama disociraju samo na hidroksidne anione (OH 1–). Baze topive u vodi nazivaju se lužine (KOH, NaOH). Karakteristično svojstvo baza je njihova interakcija s kiselinama pri čemu nastaju soli i voda.
Oksidi- to su spojevi dva elementa, od kojih je jedan kisik. Postoje bazični, kiseli i amfoterni oksidi. Bazične okside tvore samo metali (CaO, K 2 O), a njima odgovaraju baze (Ca(OH) 2, KOH). Kisele okside tvore nemetali (SO 3, P 2 O 5) i metali koji pokazuju visok stupanj oksidacije (Mn 2 O 7), a odgovaraju kiselinama (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HMnO 4) . Amfoterni oksidi, ovisno o uvjetima, pokazuju kisela i bazična svojstva i međusobno djeluju s kiselinama i bazama. To uključuje Al 2 O 3, ZnO, Cr 2 O 3 i niz drugih. Postoje oksidi koji ne pokazuju ni bazična ni kisela svojstva. Takvi oksidi nazivaju se indiferentnim (N 2 O, CO, itd.)
Klasifikacija organskih spojeva
Ugljik u organskim spojevima, u pravilu, tvori stabilne strukture koje se temelje na vezama ugljik-ugljik. Ugljik nema premca među ostalim elementima u svojoj sposobnosti formiranja takvih struktura. Većina organskih molekula sastoji se od dva dijela: fragmenta koji ostaje nepromijenjen tijekom reakcije i skupine koja prolazi kroz transformacije. U tom smislu utvrđuje se pripadnost organskih tvari određenoj klasi i nizu spojeva.
Nepromijenjeni fragment molekule organskog spoja obično se smatra jezgrom molekule. Može biti ugljikovodika ili heterocikličke prirode. U tom smislu mogu se grubo razlikovati četiri velika niza spojeva: aromatski, heterociklički, aliciklički i aciklički.
U organskoj kemiji također se razlikuju dodatni nizovi: ugljikovodici, spojevi koji sadrže dušik, spojevi koji sadrže kisik, spojevi koji sadrže sumpor, spojevi koji sadrže halogen, organometalni spojevi, organosilikonski spojevi.
Kao rezultat kombinacije ovih osnovnih serija nastaju kompozitne serije, na primjer: "Aciklički ugljikovodici", "Aromatski spojevi koji sadrže dušik".
Prisutnost određenih funkcionalnih skupina ili atoma elemenata određuje pripada li spoj odgovarajućoj klasi. Među glavnim klasama organskih spojeva su alkani, benzeni, nitro- i nitrozo spojevi, alkoholi, fenoli, furani, eteri i veliki broj drugih.
Naš zadatak ne uključuje detaljan opis organskih spojeva, njihovu nomenklaturu, strukturu i kemijska svojstva. Učenici se pozivaju da se prisjete školskog kolegija opće i organske kemije ili da se pozovu na brojne literarne izvore.
Vrste kemijskih veza
Kemijska veza je interakcija koja drži dva ili više atoma, molekula ili bilo koju njihovu kombinaciju zajedno. Po svojoj prirodi, kemijska veza je električna sila privlačenja između negativno nabijenih elektrona i pozitivno nabijenih atomskih jezgri. Veličina ove privlačne sile ovisi uglavnom o elektroničkoj konfiguraciji vanjske ljuske atoma.
Sposobnost atoma da stvara kemijske veze karakterizira njegova valencija. Elektroni koji sudjeluju u stvaranju kemijske veze nazivaju se valentni elektroni.
Postoji nekoliko vrsta kemijskih veza: kovalentna, ionska, vodikova, metalna.
Tijekom obrazovanja kovalentna veza dolazi do djelomičnog preklapanja elektronskih oblaka atoma koji međusobno djeluju i nastaju elektronski parovi. Kovalentna veza je to jača što se više međusobno preklapaju oblaci elektrona.
Postoje polarne i nepolarne kovalentne veze.
Ako se dvoatomna molekula sastoji od identičnih atoma (H 2, N 2), tada je elektronski oblak raspoređen u prostoru simetrično u odnosu na oba atoma. Ova kovalentna veza se zove nepolarni (homeopolarni). Ako se dvoatomna molekula sastoji od različitih atoma, tada se elektronski oblak pomiče prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću. Ova kovalentna veza se zove polarni (heteropolarni). Primjeri spojeva s takvom vezom su HCl, HBr, HJ.
U razmatranim primjerima svaki atom ima jedan nespareni elektron; Kada dva takva atoma međusobno djeluju, stvara se zajednički elektronski par – dolazi do kovalentne veze. Nepobuđeni atom dušika ima tri nesparena elektrona, zbog kojih dušik može sudjelovati u stvaranju tri kovalentne veze (NH3). Atom ugljika može formirati 4 kovalentne veze.
Preklapanje elektronskih oblaka moguće je samo ako imaju određenu međusobnu orijentaciju, a područje preklapanja se nalazi u određenom smjeru u odnosu na atome koji međusobno djeluju. Drugim riječima, kovalentna veza ima usmjerenost. Energija kovalentnih veza je u rasponu od 150-400 kJ/mol.
Kemijska veza između iona ostvarena elektrostatskim privlačenjem naziva se ionska veza . Može se smatrati granicom polarne kovalentne veze. Ionska veza, za razliku od kovalentne veze, nije usmjerena niti se može zasititi.
Važna vrsta kemijske veze je veza elektrona u metalu. Metali se sastoje od pozitivnih iona, koji se drže na mjestima kristalne rešetke, i slobodnih elektrona. Kada se formira kristalna rešetka, valentne orbitale susjednih atoma se preklapaju i elektroni se slobodno kreću iz jedne orbitale u drugu. Ti elektroni više ne pripadaju određenom metalnom atomu, već su u divovskim orbitalama koje se protežu kroz kristalnu rešetku. Kemijska veza koja nastaje kao rezultat vezanja pozitivnih iona metalne rešetke slobodnim elektronima naziva se metal.
Između molekula (atoma) tvari mogu nastati slabe veze. Jedan od najvažnijih - vodikova veza , što može biti intermolekularni I intramolekularni. Vodikova veza se javlja između vodikovog atoma molekule (djelomično je pozitivno nabijen) i jako elektronegativnog elementa molekule (fluor, kisik itd.). Energija vodikove veze znatno je manja od energije kovalentne veze i ne prelazi 10 kJ/mol. Međutim, ta je energija dovoljna za stvaranje asocijacija molekula koje otežavaju međusobno odvajanje molekula. Vodikove veze igraju važnu ulogu u biološkim molekulama i uvelike određuju svojstva vode.
Van der Waalsove sile također se odnose na slabe veze. Nastaju zbog činjenice da se bilo koje dvije neutralne molekule (atoma) na vrlo malim udaljenostima slabo privlače zbog elektromagnetskih interakcija elektrona jedne molekule s jezgrama druge i obrnuto.
