Основные классы неорганических соединений

Министерство образования Российской Федерации
Новгородский Государственный университет им. Ярослава Мудрого
Кафедра химии и экологии
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Великий Новгород
2004г.
СОДЕРЖАНИЕ
1.
2.
2.1.
2.2.
3.
3.1.
3.2.
3.3.
3.4.
4.
Оксиды
Гидроксиды
Основания
Кислоты
Соли
Средние соли
Кислые соли
Основные соли
Двойные и смешанные соли
Галогенангидриды
Литература
3
7
8
10
12
12
17
21
23
24
25
2
Неорганические соединения можно классифицировать по составу и
свойствам.
Способ классификации по составу предполагает разделение соединений на
двухэлементные (бинарные) и многоэлементные (тринарные, тетрарные и т.д.).
Оксиды,
галогениды, например, являются бинарными соединениями,
гидроксиды – тринарными.
Большее значение для химии имеет классификация неорганических
соединений по свойствам (функциональным признакам). При таком способе
классификации выделяют следующие классы соединений: оксиды, основания,
амфотерные гидроксиды, кислоты, соли. Обычно основания, амфотерные
гидроксиды и кислородсодержащие кислоты ввиду сходства их составов
объединяют в класс гидроксидов.
1. ОКСИДЫ
Оксиды – это бинарные соединения элементов с кислородом, в которых он
имеет степень окисления –2. Из этого определения следует, что большая группа
соединений, включающая пероксид водорода и его производные, к оксидам не
относится.
В зависимости от степени окисления элемента (Э) формулы оксидов имеют
следующий вид:
+1
Э2О, +2ЭО, +3Э2О3, +4ЭО2, +5Э2О5, +6ЭО3, +7Э2О7, +8ЭО4,
а их графические формулы соответственно имеют вид:
Э–О–Э
Э=О
О=Э–О–Э=О
О=Э=О
О
О
||
||
Э  О  Э
||
||
О
О
О
О
\\ //
Э
||
О
О
О
||
||
О = Э  О  Э = О
||
||
О
О
О
||
О = Э = О
||
О
Как видно из графических формул, в молекулах оксидов атомы кислорода
связаны с атомами элемента и не связаны, как и последние, друг с другом.
По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и
несолеобразующие. Последних немного (CO, NO, N2O, SiO). Эти соединения не
обладают способностью реагировать с основаниями, кислотами, другими
оксидами с образованием солей.
Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные
(реагируют с кислотами, образуя соли, и не реагируют с основаниями),
кислотные (реагируют с основаниями, давая соли, и не реагируют с кислотами)
и амфотерные (реагируют как с кислотами, так и с основаниями). Амфотерные
оксиды, таким образом, в зависимости от свойств реагента – партнера могут
выступать в роли и основных, и кислотных оксидов.
3
В группу основных входят оксиды металлов, причем обычно одно- и
двухвалентных (Na2O, Cu2O, MgO, FeO, MnO, Bi2O3 и др.), в группу
амфотерных – оксиды металлов, чаще трехвалентных, реже – двух- и
многовалентных (ZnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Sb2O3, TiO2, MnO2 и др.). Кислотными
являются оксиды неметаллов (кроме нескольких, несолеобразующих), а также
оксиды металлов, в которых металлы проявляют высокую степень окисления:
Cl2O, B2O3, CO2, P2O5, Sb2O5, SO3, Cl2O7, CrO3, Mn2O7, XeO4.
Таким образом, для оксидов металлов наблюдается следующая
закономерность: чем выше степень окисления металла, тем более вероятней
проявление его оксидом кислотных свойств, и наоборот, чем ниже степень
окисления, тем скорее следует ожидать от оксида основных свойств. При
промежуточных значениях степени окисления металлов соответствующие
оксиды обнаруживают часто те, и другие свойства, то есть оказываются
амфотерными.
Существует также связь свойств оксидов с положением элементов в
периодической системе. Наиболее ярко она проявляется для высших оксидов.
Неметаллический характер, степень ковалентности связи элемент – кислород, а
значит, кислотные свойства оксидов нарастают в периодической системе слева
направо и снизу вверх. В противоположных направлениях усиливается
металлический характер элементов, увеличивается степень ионности связи
элемент – кислород и сильнее проявляются основные свойства оксидов,
усиливается неметаллический характер элементов, увеличивается степень
ковалентности.
При комнатной температуре большинство оксидов – твердые вещества
(СuO, Fe2O3 и др.), некоторые – жидкости (H2O, Cl2O7 и др.) и газы (NO, SO2 и
др.). Химическая связь в оксидах – ионная (оксиды щелочных и
щелочноземельных металлов), либо ковалентная (CO2, B2O3, Ag2O, CuO).
Номенклатура оксидов
Если элемент, образующий оксид, имеет единственную степень окисления,
то ее в названии оксида можно не указывать: Na2O – оксид натрия. Если же
элемент образует несколько оксидов, то это необходимо: MnO – оксид
марганца (II), MnO2 – оксид марганца (IV), Mn2O7 – оксид марганца (VII). По
реже используемой в неорганической химии систематической номенклатуре,
требующей полного отражения состава соединений, оксиды называются так:
CrO – хром оксид, Cr2O3 – дихром триоксид.
Химические свойства оксидов
Кислотные оксиды образуют гидратные формы, которые имеют характер
кислот, образующихся при непосредственном взаимодействии оксидов с водой,
либо косвенным путем. Кислотные оксиды являются ангидридами
4
кислородсодержащих кислот. Такие оксиды, как SO2, SO3, N2O3, P2O5 и другие
образуют кислоты при прямом взаимодействии с водой:
SO3+H2OH2SO4,
N2O5+H2O2HNO3.
В ряде случаев кислотные оксиды практически не реагируют с водой
(например, SiO2) или реагируют весьма незначительно (например, WO3 и
MoO3). Гидратные формы этих оксидов образуются косвенным путем, то есть
сначала их переводят в соли путем взаимодействия со щелочами:
SiO2+2NaOHNa2SiO3+H2O,
WO3+2NaOHNa2WO4+H2O,
а полученные соли разлагают растворами более сильных кислот:
Na2SiO3+2HCl2NaCl+H2SiO3,
Na2WO4+H2SO4Na2SO4+H2WO4.
Кислотные оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют две
кислоты, называются смешанными ангидридами. К числу таких ангидридов
относятся: оксид азота (IV), оксид хлора (IV) и некоторые другие; в них
центральные атомы имеют необычные для данного элемента степени
окисления. Так при растворении NO2 в холодной воде образуются азотная и
азотистая кислоты:
2NO2+H2OHNO3+HNO2,
а при растворении ClO2 образуются хлорноватая и хлористая кислоты:
2ClO2+H2OHClO3+HClO2.
Существует также группа так называемых сложных оксидов. В их состав
входят атомы элементов в различных степенях окисления: Fe3O4 (FeO  Fe2O3),
Pb3O4 (2PbO  PbO2), SbO2 (Sb2O3  Sb2O5).
Поведение этих соединений в реакциях подобно поведению смесей
соответствующих простых оксидов:
Fe3O4+8HClFeCl2+2FeCl3+4H2O,
Pb3O4+4HNO32Pb(NO3)2+PbO2+2H2O,
2SbO2+2NaOHNaSbO2+NaSbO3+H2O.
Все кислотные оксиды реагируют с основными и амфотерными оксидами,
с основаниями, образуя соли.
CO2+CaOCaCO3,
SO3+ZnO→ZnSO4,
SO2+2NaOHNa2SO3+H2O
Основными
называются оксиды, способные к солеобразованию с
кислотами и ангидридами кислот.
Основные оксиды образуют гидратные формы, имеющие характер
оснований; последние образуются либо при непосредственном взаимодействии
основных оксидов с водой, либо косвенным путем. По первому способу
образуются щелочи, например,
K2O+H2O2KOH,
BaO+H2OBa(OH)2.
5
В подавляющем большинстве случаев гидратные формы, имеющие
характер оснований, получаются из оксидов косвенным путем. Примером могут
служить: гидроксид меди (II) – Cu(OH)2, гидроксид висмута – Bi(OH)3,
гидроксид железа (II) – Fe(OH)2 и многие другие. Для их получения следует
прибегнуть к предварительному превращению данного оксида в соль,
например:
CuO+H2SO4CuSO4+H2O,
Bi2O3+3H2SO4Bi2(SO4)3+3H2O,
а затем действовать на полученную соль щелочью, в результате чего образуется
малорастворимый гидроксид металла:
CuSO4+NaOHCu(OH)2↓+Na2SO4,
Bi2(SO4)3+6KOH2Bi(OH)3↓+3K2SO4.
Все основные оксиды при реакции с кислотными оксидами или кислотами
образуют соли:
CuO+SO3→CuSO4,
MgO+2HClMgCl2+H2O
Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды:
ZnOZn(OH)2H2ZnO2,
Al2O3Al(OH)3H3AlO3HAlO2+H2O
Амфотерные оксиды и их гидратные формы (амфотерные гидроксиды)
являются соединениями двойственной функции. Особенностью их химического
поведения является способность к солеобразованию как с кислотами, так и с
основаниями.
Амфотерные оксиды образуют соли:
1) при взаимодействии с сильными кислотами (как основные оксиды):
Al2O3+6HNO32Al(NO3)3+3H2O;
2) при реакции со щелочами (как кислотные оксиды):
Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O (в расплаве),
Al2O3+6NaOH+3H2O2Na3[Al(OH)6] (в растворе);
3) при нагревании с кислотными или основными оксидами:
ZnO+SO3ZnSO4,
ZnO+Na2ONa2ZnO2;
4) амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.
Получение оксидов
1) окисление простых веществ:
S+O2SO2,
2Сu+O22CuO;
2) разложение сложных веществ:
а) дегидратация кислородсодержащих кислот:
H2CO3CO2↑+H2O,
H2SiO3SiO2+H2O;
6
3)
4)
5)
6)
7)
б) дегидратация нерастворимых оснований при нагревании:
Сu(OH)2CuO+H2O;
в) термическое разложение некоторых солей:
CaCO3CaO+CO2↑,
2Cu(NO3)22CuO+4NO2↑+O2↑;
горение органических соединений:
CH4+2O2CO2+2H2O;
горение летучих водородных соединений (кроме галогеноводородов):
2H2S+3O22SO2+2H2O,
4NH3+5O24NO+6H2О;
обжиг сульфидов тяжелых металлов:
2CuS+3O22CuO+2SO2,
4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2;
окисление и восстановление оксидов:
2CO+O22CO2,
6FeO+O22Fe3O4,
CO2+C 2CO;
взаимодействие H2SO4(конц.) и HNO3 с металлами:
Cu+2H2SO4(конц.)CuSO4+SO2↑+2H2O,
Pb+4HNO3(конц.)→Pb(NO3)2+2NO2↑+2H2O,
3Ag+4HNO3(разб.)3AgNO3+NO↑+2H2O.
2. ГИДРОКСИДЫ
Гидратные формы оксидов называются гидроксидами. Обычно различают
ортоформы, метаформы и пироформы (диформы). В ортоформах число групп
ОН- отвечает степени окисления центрального атома. Так, ортогидратная форма
оксида алюминия имеет состав Al(OH)3, а оксида кремния (IV) - Si(OH)4 или
H4SiO4.Однако иногда, как исключение, ортоформами называют соединения,
имеющие иной состав. К ним относятся, например, H3PO4 – ортофосфорная
кислота и H3AsO4 – ортомышьяковая кислота.
Метаформы содержат минимальное возможное число ОН-групп, например,
AlO(OH) или HАlO2, SiO(OH)2 или H2SiO3, PO2(OH) или HPO3. Пироформы
(диформы) содержат в своем составе два центральных атома и нечетное число
атомов кислорода, например, H2S2O7, H4P2O7, H2Si2O5 (в их названиях сейчас
чаще используют приставку ди-: дисерная, дифосфорная, дикремниевая).
При написании графической формулы гидроксида следует исходить из
того, что она состоит из центрального атома – металла или неметалла,
соединенного с гидроксогруппами –ОН и с атомами кислорода: =О. В
подавляющем большинстве случаев ионы Н+ сочетаются с центральным атомом
через кислород, и, следовательно, по их числу можно судить о числе ОН-групп,
окружающих центральный атом или ион. Так, например, графические формулы
Al(OH)3 и H4SiO4 имеют следующий вид:
7
О-Н
Н-O
H-O — Al
O-Н
Si
О-Н
Н-О
O-Н
Если число атомов кислорода больше числа атомов водорода, то это
означает, что избыточные атомы кислорода также соединяются с центральным
атомом, который «расходует» при этом две связи на каждый атом кислорода.
Так, графические формулы HNO3, H2SO4 и H3PO4 имеют вид:
Н-O
O
//
Н-О
O
//
S
\\
Н-O — N
\\
Н-О
O
Н-O —
P ═ O
Н-О
O
Когда в состав молекулы входят два центральных атома элемента,
образующего гидратную форму, то при нечетном числе атомов кислорода оба
атома элемента соединяются друг с другом общим кислородным атомом, а ОНгруппы и остальные атомы кислорода в большинстве случаев располагаются
симметрично относительно обоих центральных атомов элемента. В качестве
примера приведем графические формулы дисерной H2S2O7 и дифосфорной
H4P2O7 кислот:
Н-O
О
||
S
||
O
— О
O
||
— S
||
O
О-Н
Н-О
Н-O
O-Н
P
||
O
— O
— P
||
O
O-Н
По химическим свойствам гидроксиды делятся на три группы – основные
(основания), кислотные (кислоты) и амфотерные.
2.1.ОСНОВАНИЯ
Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома
металла (или иона NH4+) и одной или нескольких гидроксогрупп, способных
замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Me(OH)х, где х
равно степени окисления металла. Все основные гидроксиды находятся в ортоформе. При наименовании оснований для элементов, проявляющих
переменную степень окисления, следует указать ее величину: Fe(OH)3 –
гидроксид железа (III).
Классифицировать основания можно следующим образом:
8
1) по растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и
NH4OH) и нерастворимые (все остальные основания);
2) по степени диссоциации основания подразделяются на сильные
(щелочи) и слабые (все остальные).
3) по кислотности, то есть по числу гидроксогрупп, способных
замещаться на кислотные остатки: на однокислотные (NaOH), двухкислотные
[Ca(OH)2], трехкислотные [Al(OH)3].
Химические свойства оснований
Общие свойства оснований обусловлены наличием в их растворах иона
ОН , создающего в растворе щелочную среду (фенолфталеин окрашивается в
малиновый цвет, метилоранж – в желтый, лакмус – в синий).
1. Химические свойства щелочей:
1) взаимодействие с кислотными оксидами:
2KOH+CO2K2CO3+H2O;
2) реакция с кислотами (реакция нейтрализации):
2NaOH+ H2SO4Na2SO4+2H2O;
3) взаимодействие с растворимыми солями (только в том случае, если
при действии щелочи на растворимую соль выпадает осадок или выделяется
газ):
2NaOH+ CuSO4Cu(OH)2+Na2SO4,
Ba(OH)2+Na2SO4BaSO4+2NaOH,
KOH(конц.)+NH4Cl(крист.)NH3+KCl+H2O.
-
2. Химические свойства нерастворимых оснований:
1) взаимодействие оснований с кислотами:
Fe(OH)2+H2SO4FeSO4+2H2O;
2) разложение при нагревании. Нерастворимые
нагревании разлагаются на основный оксид и воду:
Cu(OH)2CuO+H2O
основания
при
Получение оснований
1. Получение щелочей:
1) взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов или их
оксидов с водой:
Сa+2H2OCa(OH)2+H2,
Na2O+ H2O2NaOH
2) электролиз растворов хлоридов щелочных металлов (промышленное
получение):
9
2NaCl+2H2OCl2(на аноде)+H2(на катоде)+2NaOH(у катода).
2. Нерастворимые основания получают из растворимых солей действием
щелочей:
CuSO4+2NaOHCu(OH)2+Na2SO4.
2.2. КИСЛОТЫ
Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут
замещаться катионами металла (или ионами аммония). Общая формула кислот:
HxAn, где Anх- – кислотный остаток, х – число атомов водорода, равное заряду
кислотного остатка.
Кислоты классифицируют:
а) по содержанию атомов кислорода в молекуле – на бескислородные
(HCl) и кислородсодержащие (H2SO4);
б) по основности, то есть по числу атомов водорода, способных
замещаться на металл – на одноосновные (HCN), двухосновные (H2S) и т.д.
в) по электролитической силе – на сильные и слабые. Наиболее
употребляемыми сильными кислотами являются разбавленные водные
растворы HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HСlO3, HClO4.
Номенклатура кислот
Названия кислот производятся от того элемента, от которого образована
кислота. При этом в названии бескислородных кислот обычно имеется
окончание –водородная: HCl – хлороводородная, HBr – бромоводородная, H2S
– сероводородная.
В случае кислородсодержащих кислот окончание –водородная
отсутствует: HNO3 – азотная, H2CrO4 – хромовая. Названия кислот, в которых
степень окисления центрального атома соответствует номеру группы в таблице
Менделеева, образуются с помощью прилагательного от русского названия
элемента, например, HСlO4 – хлорная, Н2МоО4 – молибденовая, H2SO4 – серная
(исключение составляют кислоты H3AuO3 – золотая и H2FeO4 – железная,
названия которых относятся к высшим степеням окисления элементов, не
соответствующим номерам групп: золото находиться в первой группе, а железо
– в восьмой).
В названиях кислот элементов IV – VI групп низшие степени окисления
центральных атомов кислоты обозначаются с помощью суффикса -ист-: H2SO3
– сернистая, H2SnO2 – оловянистая, HNO2 – азотистая кислоты.
Названия кислот следует образовывать с приставками мета-, ди-, орто-,
если это способствует уточнению формулы кислоты, например,
ортомышьяковая H3AsO4, димышьяковая H4As2O7, метамышьяковая HAsO3.
Для обозначения степени окисления галогенов в названиях кислот
используются следующие суффиксы: -н- для степени окисления +7; -новат- для
10
степени окисления +5; -ист- для степени окисления +3 и -новатист- для
степени окисления +1. Например, HClO4 – хлорная кислота, HClO3 –
хлорноватая кислота, HClO2 - хлористая кислота, HСlO – хлорноватистая
кислота.
Химические свойства кислот
Общие свойства кислот в водных растворах обусловлены присутствием
ионов Н+, образующихся при диссоциации молекул кислоты, таким образом,
кислоты – это доноры протонов: HxAnxH++Anx-.
Действие растворов кислот на индикаторы: фенолфталеин – бесцветный,
метилоранж окрашивается в красный цвет, лакмус – в красный.
1) Взаимодействие с металлами.
Характер продуктов зависит от природы и концентрации кислот и
активности металлов. Разбавленные кислоты (кроме HNO3) взаимодействуют с
металлами, находящимися в ряду напряжений металлов левее водорода,
образуя соль и вытесняя водород из кислоты.
H2SO4+ZnZnSO4+H2;
2) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
H2S+CaOCaS+H2O,
6HNO3+Al2O32Al(NO3)3+3H2O;
3) взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:
H3PO4+3KOHK3PO4+3H2O,
2HClO4+Zn(OH)2Zn(ClO4)2+2H2O;
3) взаимодействие с солями. Возможно только в том случае, если
образуется: а) более слабая кислота (в растворе); б) нерастворимая соль или
нерастворимая кислота; в) выделяется газ (часто реакция идет без воды, при
нагревании):
а) 2HNO3+Na2S2NaNO3+H2S;
б) H2S+2AgNO3Ag2S+HNO3,
2HBr+Na2SiO3H2SiO3↓+2NaBr;
в) H2SO4(конц.)+ NaCl(крист.) HCl+NaНSO4(крист.).
Получение кислот
1) взаимодействие кислотных оксидов с водой:
SO3+H2OH2SO4,
P2O5+3H2O2H3PO4;
2) вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей:
Ca3(PO4)2+3H2SO43CaSO4+2H3PO4,
K2S+2HBr2KBr+H2S,
Na2SiO3+2HCl2NaCl+H2SiO3 (H2O+SiO2);
11
3) взаимодействие неметаллов с водородом:
H2+Cl22HCl.
2.3.
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Амфотерные гидроксиды – сложные вещества, проявляющие свойства и
кислот, и оснований.
Все амфотерные гидроксиды плохо растворяются в воде, хорошо – в
кислотах и щелочах:
Zn2+↔Zn(OH)2↔[Zn(OH)4]2-;
в кислой среде
в щелочной среде
[Al(OH)4(Н2О)2]- или упрощенно [Al(OH)4]Al3+↔Al(OH)3↔
[Al(OH)6]3- (в сильнощелочном растворе)
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1) взаимодействие с кислотами:
Zn(OH)2+2HBrZnBr2+2H2O;
2) взаимодействие со щелочами:
а) сплавление с твердыми щелочами:
Zn(OH)2+2NaOHNa2ZnO2+H2O;
б) взаимодействие с растворами щелочей:
Zn(OH)2+2NaOHNa2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия);
3) термическое разложение амфотерных гидроксидов (дегидратация):
2Al(OH)3Al2O3+3H2O.
3. СОЛИ
3.1. Средние соли
Средними солями называюся продукты полного замещения Н+-ионов
кислоты ионами металлов; они также могут рассматриваться как продукты
полного замещения ОН—ионов основания анионами кислот.
Чтобы правильно написать формулу какой-либо соли, следует учитывать
величины зарядов, положительного – иона металла и отрицательного –
кислотного остатка. Алгебраическая сумма зарядов нейтральной частицы
должна быть равна нулю. Таким образом, сульфат хрома, например, состоящий
из ионов Cr3+ и SO42-, имеет состав Cr2(SO4)3, а дифосфат алюминия, состоящий
из ионов Al3+ и P2O74- — Al4(P2O7)3.
12
При изображении графической формулы соли не следует терять из вида
структуру аниона кислоты. Отчетливо представляя себе, например, структуры
ионов SO42-, ClO4-, PO43-:
—
О
O
//
—
S
\\
—
О
O
O
—
O
||
Cl
||
O
═
O
—
O
—
O
—
O
—
P
═
О
нетрудно изобразить графические формулы солей, содержащих указанные
ионы, например: Al2(SO4)3, Ca(ClO4)2, Ba3(PO4)2:
O
O
//
S
O
\\
Al — O
O
O
Ba
O
||
O — Cl ═ O
||
O
O
//
S
Ca
\\
O
O
Al — O
O
O — P ═ O
O
Ba
O
||
O — Cl ═ O
||
O
O
O — P ═ O
Ba
//
S
O
\\
O
O
Номенклатура средних солей
В русской номенклатуре (используемой в технологической практике)
существует следующий порядок наименования средних солей: к корню
названия кислородсодержащей кислоты прибавляют слово кислый, а затем
называют металл в именительном падеже: CuSO4 – сернокислая медь, Al(NO3)3
– азотнокислый алюминий.
К названиям солей, содержащих металл с переменной степенью окисления,
добавляют слова закисный (низшая степень окисления металла) и окисный
(высшая степень окисления металла): FeSO4 – закисное сернокислое железо,
Fe2(SO4)3 – окисное сернокислое железо; Hg2(NO3)2 – закисная азотнокислая
ртуть, Hg(NO3)2 – окисная азотнокислая ртуть.
13
Название соли бескислородной кислоты состоит из названия неметалла,
взятого в качестве прилагательного, и названия самого металла, например,
AlCl3 – хлористый алюминий, CaS – сернистый кальций, ZnBr2 – бромистый
цинк. При этом, если металл находится в низшей степени окисления, название
образуется при помощи суффикса –ист, если же в высшей – используются
суффиксы –н и –ов. Например: SnCl2 – хлористое олово, SnCl4 – хлорное олово;
CuCl – хлористая медь; CuCl2 – хлорная медь; Fe(CN)2 – цианистое железо,
Fe(CN)3 – циановое железо.
Можно также в названии соли указывать число атомов галогена,
приходящихся на один атом металла: SnCl2 – двухлористое олово, SnCl4 –
четыреххлористое олово; CuCl – однохлористая медь, CuCl2 – двухлористая
медь; Fe(SCN)2 – двухроданистое железо, Fe(SCN)3 – трехроданистое железо.
В основе международной номенклатуры солей лежат следующие
принципы:
1) если центральный атом кислоты является элементом I – VI групп, то
степень окисления центрального атома, соответствующую номеру группы,
обозначают суффиксом –ат, который добавляют к корню латинского названия
центрального атома кислоты, затем называют металл: K3AlO3 – ортоалюминат
калия, KPO3 – метафосфат калия, BaSeO4 – селенат бария;
2) для элементов IV – VI групп низшую степень окисления центрального
атома кислоты обозначают суффиксом –ит: K2PbO2 – плюмбит калия, CsNO2 –
нитрит цезия, CaTeO3 – теллурит кальция;
3) если для металла характерны две степени окисления и более, то их
указывают в скобках римскими цифрами: FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3
– сульфат железа (III);
4) названия солей бескислородных кислот также образуются от латинских
названий кислотообразующих элементов и заканчиваются суффиксом –ид,
например: AuCl3 – хлорид золота (I), AuCl3 – хлорид золота (III); SnBr2 –
бромид олова (II), SnBr4 – бромид олова (IV).
Таблица1. Названия наиболее употребительных кислот и их кислотных остатков
Кислота
Формула
Название
1
2
HF
Фтороводородная (плавиковая)
HCl
Хлороводородная (соляная)
HBr
Бромоводородная
HI
Иодоводородная
H2S
Сероводородная
HClO4
HClO3
HClO2
HClO
H2SO4
Хлорная
Хлорноватая
Хлористая
Хлорноватистая
Серная
H2SO3
Сернистая
Кислотный остаток
Формула
Название
3
4
F
Фторид
ClХлорид
Br
Бромид
IИодид
HS
Гидросульфид
S2Сульфид
ClO4
Перхлорат
ClO3Хлорат
ClO2
Хлорит
ClOГипохлорит
HSO4
Гидросульфат
SO42Сульфат
HSO3Гидросульфит
14
Продолжение таблицы 1.
1
2
3
2-
SO3
NO3NO2PO3H2PO4HPO42PO43H4P2O7
Дифосфорная (пирофосфорная) H3P2O7H2P2O72HP2O73P2O74H2CO3
Угольная
HCO3CO32H2SiO3
Кремниевая
HSiO3SiO32H3BO3
Борная
H2BO3HBO32BO33H2CrO4
Хромовая
HCrO4CrO42H2Cr2O7
Дихромовая
HCr2O7Cr2O72HMnO4
Марганцевая
MnO4CH3COOH Уксусная
CH3COOHCN
Циановодородная (синильная) CNHNO3
HNO2
HPO3
H3PO4
Азотная
Азотистая
Метафосфорная
(Орто)фосфорная
4
Сульфит
Нитрат
Нитрит
Метафосфат
Дигидрофосфат
Гидрофосфат
(Орто)фосфат
Тригидродифосфат
Дигидродифосфат
Гидродифосфат
Дифосфат
Гидрокарбонат
Карбонат
Гидросиликат
Силикат
Дигидроборат
Гидроборат
Борат
Гидрохромат
Хромат
Гидродихромат
Дихромат
Перманганат
Ацетат
Цианид
Химические свойства средних солей
1) Почти все соли являются ионными соединениями, поэтому в расплаве и
в водном растворе они диссоциируют на ионы (при пропускании тока через
растворы или расплавы солей идет процесс электролиза).
2) взаимодействие солей с металлами идет только в том случае, если более
активный металл вытесняет менее активный металл из его солей (см.
электрохимический ряд напряжений металлов):
CuSO4+FeFeSO4+Cu;
3) соли малорастворимых оснований взаимодействуют со щелочами с
образованием или основания, или основной соли (при недостатке основания):
CuSO4+2NaOHCu(OH)2↓+Na2SO4,
2CuSO4+2NaOH(CuOH)2SO4↓+Na2SO4;
4) взаимодействие солей с кислотами (с учетом вытеснительного ряда
кислот)* возможно в случае образования:
*Вытеснительный ряд кислот:
HCl
H2SO4 HNO3 H2SO3 H2CO3 H2S H2SiO3
H3PO4
15
а) более слабой кислоты (в зависимости от соотношения компонентов
возможно образование как слабых кислот, так и кислых солей); б)
труднорастворимой соли; в) газа:
Na3PO4+3HClH3PO4+3NaCl,
Na3PO4+2HClNaH2PO4+2NaCl,
BaCl2+H2SO4BaSO4+2HCl,
Na2S(крист.)+2HClH2S+2NaCl;
5) две растворимые соли вступают в реакцию обмена, если одна из
образующихся выпадает в осадок:
3CaCl2+2Na3PO4Ca3(PO4)2+6NaCl;
6) соли, в состав которых входит остаток слабого электролита, в водном
растворе гидролизуются:
K2SiO3+H2OKHSiO3+KOH,
Pb(NO3)2+H2OPb(OH)NO3+HNO3,
Al2(SiO3)3+6H2O2Al(OH)3↓+3H2SiO3↓
7) при нагревании некоторые соли разлагаются:
CaCO3CaO+CO2,
2KClO32KCl+3O2(катализатор MnO2).
Получение средних солей
Большая часть методов получения солей основана на взаимодействии
веществ противоположной природы – металлов с неметаллами, кислотных
оксидов с основными, оснований с кислотами (см. таблицу 2).
Таблица 2.
Способы получения средних солей
Неметаллы
Металлы
+
Кислотные
оксиды
-
Кислоты
Соли
+
+
Основные
Оксиды
Основания
-
+
+
-
-
+
+
+
Соли
-
-
+
+
Соли получают:
1) из простых веществ (только для солей бескислородных кислот):
2Fe+3Cl22FeCl3;
2) взаимодействием основного и кислотного оксидов:
СаО+СО2СаСО3;
3) взаимодействием кислотного оксида и основания:
СО2+Са(ОН)2СаСО3+Н2О;
16
4) действием кислоты на металл:
2HCl+FeFeCl2+H2↑;
5) взаимодействием кислоты и основного оксида:
H2SO4+CuOCuSO4+H2O;
6) реакцией нейтрализации основания и кислотой:
Mg(OH)2+2HClMgCl2+2H2O;
7) действием кислоты на соль:
2HCl+Na2SiO3H2SiO3↓+2NaCl;
8) действием металла, стоящего левее в ряду напряжений, на соль металла,
стоящего правее в ряду напряжений:
Fe+CuSO4FeSO4+Cu;
9) взаимодействием соли и щелочи:
FeSO4+2KOHFe(OH)2↓+K2SO4;
10) реакцией обмена между двумя растворимыми солями:
CaCl2+K2CO32KCl+CaCO3↓.
Однако, при синтезе конкретной соли следует иметь в виду: а) не все
предложенные методы могут быть использованы в данном случае; б)
существуют специфические способы получения солей, из которых можно
выделить следующие:
а) сплавление солей летучих кислородсодержащих кислот с кислотными
оксидами менее летучих кислот и амфотерными оксидами:
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2,
CaCO3+Al2O3Ca(AlO2)2+CO2;
б) взаимодействие металлов с неметаллами:
Zn+SZnS;
в) реакции металлов (Al, Zn, Be) и неметаллов (Si, Cl2, S, P) со щелочами:
2Al+2NaOH+6H2O2NaAl(OH)4+3H2,
2Cl2+2Ca(OH)2CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O;
г) взаимопревращение солей:
2NaNO32NaNO2+O2,
4KClO33KClO4+KCl;
д) термическое разложение солей:
2KClO32KCl+3O2↑(катализатор).
3.2. Кислые соли
Кислыми (гидросолями) называются соли, образующиеся в результате
неполного замещения ионов водорода кислоты ионами металла.
Одноосновные кислоты не образуют кислых солей, поскольку их молекулы
содержат только один ион Н+.
Двухосновные кислоты, такие, как H2SO4, H2SO3, H2CO3 и другие,
образуют кислые соли, содержащие отрицательно заряженные ионы HSO4-,
17
HSO3-, HCO3-, называемые, соответственно, гидросульфат-, гидросульфит- и
гидрокарбонат-ионами.
Заряды этих ионов определяются как результат отрыва одного
положительно заряженного иона Н+ от нейтральной молекулы кислоты по
схеме:
О-Н
O
O —
O
\\
\\

S
S
//
+
H+
//
О-Н
O
O
O-Н
Зная заряд иона, входящего в состав кислой соли, и иона металла, нетрудно
написать формулу кислой соли. Применительно к серной кислоте, кислые соли
которой содержат ион HSO4-, формулы будут иметь следующий вид:
для однозарядных катионов металлов – NaHSO4, KHSO4;
для двухзарядных катионоа металлов – Mg(HSO4)2, Zn(HSO4)2;
для трехзарядных катионов металлов– Al(HSO4)3, Fe(HSO4)3.
Трехосновные кислоты, такие как H3PO4, H3AsO4 и некоторые другие,
способны образовать два типа кислых солей.
При замещении одного иона Н+ ионом металла, два других иона входят в
состав однозарядного отрицательного иона H2PO4- (дигидроортофосфат-иона),
образующего кислую соль:
О-Н
O
═
P
—
О-Н
О-Н
O—

O
═
P
—
О-Н
+
H+
О-Н
Поскольку соли, содержащие ион H2PO4- или H2AsO4- получены в
результате замещения одного иона Н+ в молекуле кислоты ионом металла, они
получили названия однозамещенных кислых солей или первичных кислых
солей. Однозамещенные кислые соли для металлов с различной степенью
окисления имеют следующие формулы:
NaH2PO4, Ca(H2PO4)2, Al(H2PO4)3.
Графические формулы которых представлены ниже:
18
HO
HO
—
P═O
HO
O
NaO
HO
HO
—
P═Oyyyyjjj
yyy
O═P
—
O
HO
HO
O
—
—
P═O
Al
O
OH
—
P═O
O
OH
Ca
—
P═O
HO
HO
HO
В соответствии с русской номенклатурой эти соли следует называть:
однозамещенные кислые фосфорнокислые натрий, кальций и алюминий
соответственно.
В соответствии с международной номенклатурой кислые соли называют:
дигидрофосфат натрия, кальция и алюминия.
В другом случае происходит замещение двух ионов Н+ ионами металла, а
третий ион Н+ входит в состав двухзарядного отрицательного иона HPO42(гидрофосфат-иона), образующего кислую соль:
О-Н
O
═
P
—
О—

О-Н
O
═
О-Н
P
—
2-
О—
+
2H+
О-Н
Кислые соли, полученные в результате замещения двух ионов Н+ ионами
металла, называются двухзамещенными кислыми солями или вторичными
кислыми солями, например,
Na2HPO4, CaHPO4, Al2(HPO4)3.
Графические формулы этих солей имеют вид:
HO
O
Al
—
O
NaO
—
P═O
—
P═O
—
P═O
O
O
Ca
NaO
HO
—
P═O
O
—
P═O
HO
O
HO
Al
—
O
O
HO
19
Для четырехосновной кислоты, например, H4P2O7, теоретически возможны
три типа кислых солей, а именно:
1) однозамещенные или тригидродифосфаты, содержащие однозарядный
ион H3P2O7-,
NaH3P2O7, Ca(H3P2O7)2, Al(H3P2O7)3;
2) двухзамещенные или дигидродифосфаты, содержащие двухзарядный
ион H2P2O72-,
Na2H2P2O7, CaH2P2O7, Al2(H2P2O7)3;
3) трехзамещенные или гидродифосфаты, содержащие трехзарядный ион
HP2O73-,
Na3HP2O7, Ca3(HP2O7)2, AlHP2O7.
Химические свойства кислых солей
1) кислые соли содержат атомы водорода, способные принимать участие в
реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать со щелочами,
превращаясь в средние или другие кислые соли – с меньшим числом атомов
водорода. Например:
KH2PO4+2KOHK3PO4+2H2O,
KH2PO4+KOHK2HPO4+H2O,
K2HPO4+KOHK3PO4+H2O,
6K2HPO4+3Ba(OH)2Ba3(PO4)2+4K3PO4+6H2O.
2) кислые соли слабых кислот взаимодействуют с сильными кислотами с
образованием средней соли и слабой кислоты:
NaHCO3+HClNaCl+CO2+H2O.
3) кислые соли разлагаются при нагревании с образованием средней соли,
воды и ангидрида (если он выделяется в виде газа) или соли, соответствующей
другой форме кислородсодержащей кислоты с той же степенью окисления
элемента:
2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑,
2KHSO3H2O+K2S2O5(дисульфит или пиросульфит калия),
2NaHSO4 H2O+Na2S2O7 (дисульфат или пиросульфат натрия),
2Na2HPO4H2O+Na4P2O7 (дифосфат или пирофосфат натрия).
Получение кислых солей
Кислую соль можно получить:
1) реакцией неполной нейтрализации многоосновной кислоты основанием:
2H2SO4+Cu(OH)2Cu(HSO4)2+2H2O;
2) взаимодействием многоосновной кислоты и ее средней соли:
4H3PO4+Ca3(PO4)23Ca(H2PO4)2;
3) при взаимодействии кислотного оксида многоосновной кислоты с
недостатком щелочи:
20
CO2+NaOH→NaHCO3;
4) кислые соли образуются при гидролизе солей, образованных сильным
основанием и слабой кислотой:
K2CO3+H2OKHCO3+KOH.
3.3. Основные соли
Основными (гидроксосолями) называются соли, которые образуются в
результате неполного замещения гидроксидных ионов основания анионами
кислот.
Однокислотные основания, например, NaOH, KOH, NH4OH и другие, не
образуют основных солей, поскольку их молекулы содержат только один ион
ОН-, способный замещаться анионами кислоты.
Двухкислотные основания, такие как Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2 и другие,
образуют основные соли, содержащие гидроксокатионы: Mg(OH)+, Cu(OH)+,
Mn(OH)+,
называемые
соответственно
гидроксомагний-ионом,
гидроксокупрум-ионом и гидроксомарганец (II)-ионом.
Заряды этих ионов определяются как результат отрыва отрицательно
заряженного иона ОН- от нейтральной молекулы гидроксида металла по схеме:
Mg(OH)2↔OH-+Mg(OH)+
и представляют собой сочетание положительно заряженного иона металла Ме2+
с ионом ОН-.
Зная заряд гидроксокатиона, входящего в состав основной соли, а также
заряд аниона нетрудно вывести формулу основной соли. Применительно к
гидроксиду магния, основные соли которого содержат ион Mg(OH)+, их
формулы имеют следующий вид:
для однозарядных анионов –
Mg(OH)Cl, Mg(OH)NO3;
для двухзарядных анионов –
[Mg(OH)]2SO4, [Mg(OH)]2CO3;
для трехзарядных анионов [Mg(OH)]3PO4, [Mg(OH)]3AsO4;
для четырехзарядных анионов –
[Mg(OH)]4P2O7, [Mg(OH)]4SiO4.
Трехкислотные основания (Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3 и другие) способны
образовывать два типа основных солей. В одно случае происходит замещение
одного иона ОН- анионом кислоты, а два других входят в состав однозарядного
гидроксокатиона, например, [Al(OH)2]+, называемого дигидроксоалюминийионом:
Al(OH)3↔Al(OH)2++OH-.
Основные соли алюминия этого типа характеризуются следующими
формулами (в зависимости от заряда аниона):
Al(OH)2NO3, [Al(OH)2]2SO4, [Al(OH)2]3PO4, [Al(OH)2]4P2O7.
Графические формулы этих солей имеют вид:
21
H-O
\
O
mmmmmmm
H-O
//
Al
—
O
—
N
/
H-O
H-O
—
Al
—O
O
\\
//
O
S
\\
H-O
—
Al
—O
O
H-O
В другом случае происходит замещение двух ионов ОН- анионами
кислоты, а третий гидроксид-ион входит в состав двухзарядного
гидроксоалюминий-иона:
Al(OH)3↔Al(OH) 2++2OH-.
Для кислот различной основности основные соли алюминия этого типа
будут иметь следующие формулы:
Al(OH)Cl2, Al(OH)SO4, [Al(OH)]3(PO4)2, [Al(OH)]2P2O7.
Графические формулы основных солей имеют следующий вид:
Cl
O
/
HO 
/
HO 
Al
\
\
Al
S
\
Cl
O
//
/
O
\\
O
Названия основных солей слагаются из международных названий
отрицательно заряженных ионов с указанием в родительном падеже
положительно заряженных гидроксо- или дигидроксо- ионов. Так, основные
соли
[Mg(OH)]2CO3, Al(OH)SO4 и [Al(OH)2]3PO4,
называются
соответственно
карбонатом
гидроксомагния,
сульфатом
гидроксоалюминия и фосфатом дигидроксоалюминия (в русской номенклатуре
– основной углекислый магний, основной двухзамещенный сернокислый
алюминий, основной однозамещенный фосфорнокислый алюминий).
Химические свойства основных солей
1) основные соли содержат гидроксогруппы, которые могут принимать
участие в реакции нейтрализации, поэтому они могут реагировать с кислотами,
превращаясь в средние соли или в основные соли с меньшим числом
гидроксогрупп. Например:
Fe(OH)2Cl+2HClFeCl3+2H2O,
Fe(OH)2Cl+HClFe(OH)Cl2+H2O,
Fe(OH)Cl2+HClFeCl3+H2O,
6Fe(OH)Cl2+3H2SO44FeCl3+Fe2(SO4)3+6H2O.
3) при нагревании основные соли могут терять воду, образуя оксосоли:
2ZnOHClZn2OCl2+H2O.
22
Получение основных солей
Основную соль можно получить:
1) реакцией неполной нейтрализации основания кислотой:
2Cu(OH)2+H2SO4(CuOH)2SO4+2H2O;
2) взаимодействием средней соли и щелочи (недостаток):
2CuSO4+2NaOH(CuOH)2SO4+Na2SO4;
3) основные соли образуются при гидролизе солей, образованных слабым
основанием и сильной кислотой:
Fe(NO3)2+H2OFe(OH)NO3+HNO3.
Взаимное превращение кислых, средних и основных солей можно
представить следующей схемой:
+ кислота
Кислые
соли
+ кислота
Средние
соли
+ щелочь
Основные
соли
+щелочь
3.4. Двойные и смешанные соли
Если смешать растворы, содержащие одинаковые молярные количества
двух солей, например сульфата калия и сульфата алюминия, а затем выпарить
такой раствор, то образуются кристаллы не двух исходных солей, а кристаллы
новой соли, имеющей состав KAl(SO4)2·12H2O (алюмокалиевые квасцы).
Такого рода соли, содержащие один кислотный остаток (SO42-), но два разных
катиона (K+, Al3+), называют двойными солями. Наиболее типичным примером
двойных солей, часто встречающихся в химической практике, являются квасцы
– двойные сульфаты состава МеIMeIII(SO4)2·12H2O, где MeI – K+, Na+, NH4+, а
MeIII – Fe3+, Cr3+, Al3+ и другие трехзарядные ионы. Двойные соли можно
рассматривать как продукт замещения атомов водорода в кислоте разными
металлами.
С другой стороны, продуктами замещения гидроксогрупп основания
разными кислотными остатками являются смешанные соли. Иными словами,
смешанными называются соли, содержащие атомы одного металла, но разные
кислотные остатки. Примером смешанной соли может служить белильная
известь Ca(ClO)Cl, в которой содержатся два вида кислотных остатков –
хлорид (Cl-) и гипохлорит (ClO-).
В водных растворах двойные и смешанные соли ведут себя как смесь
соответствующих простых солей. Так, алюмокалиевые квасцы, о которых
говорилось выше, ведут себя как смесь сульфатов калия и алюминия, давая в
растворе ионы K+, Al3+ и SO42-.
23
4.ГАЛОГЕНАНГИДРИДЫ
Галогенангидридами называются соединения, являющиеся продуктами
замещения гидроксильных групп кислородсодержащих кислот атомами
галогенов.
Реальные методы получения неорганических галогенангидридов являются
специфическими для каждого отдельного представителя этой группы
соединений и в данных методических указаниях не рассматриваются.
Принципиально возможны неполные галогенангидриды, то есть продукты
частичного замещения гидроксильных групп кислородсодержащих кислот
атомами галогенов, а также смешанные галогенангидриды, содержащие атомы
различных галогенов.
Названия галогенангидридов кислот определяются названиями галогенов и
кислот, производными которых являются рассматриваемые галогенангидриды,
например:
НO
Cl
C
═ O
НО
Угольная кислота
O
Cl
Хлорангидрид
угольной кислоты
или хлорид
оксоуглерода (IV)
НО
НО — P
C ═
Br
—
O
НО
Ортофосфорная кислота
Br
— P ═ O
Br
Бромангидрид
ортофосфорной
кислоты или
бромид
оксофосфора (V)
Наиболее важным и общим для всех галогенангидридов химическим
свойством является их отношение к воде. Галогенангидриды большей частью
легко, а в некоторых случаях труднее, необратимо разлагаются водой с
образованием двух кислот, а именно: галогеноводородной кислоты HHal (HF,
HCl, HBr HI), и кислоты, производной которой является рассматриваемый
галогенагидрид. Применительно к рассмотренным галогенангидридам
уравнения их взаимодействия с водой имеют следующий вид:
POBr3+3H2OH3PO4+3HBr,
COCl2+H2OCO2+2HCl.
В ряде случаев формула галогенангидрида не выводится из формулы
известной кислоты. Так PCl5, получающийся при взаимодействии хлора с
24
фосфором, является хлорангидридом фосфорной кислоты и разлагается водой
по реакции:
PCl5+4H2OH3PO4+5HCl.
Как известно, нет резкой грани между металлическими и
неметаллическими элементами; некоторые элементы занимают как бы
промежуточное положение, и свойства их являются переходными,
характеризуясь некоторой двойственностью.
Одним из конкретных проявлений таких переходных свойств в ряде
случаев является химический характер соединения элемента с галогеном. Так,
если сравнивать, например, химические свойства галогенидов элементов
главных подгрупп IV и V групп Периодической системы, а именно:
SiCl4, GeCl4,
SnCl4,
PbCl4;
PCl3,
AsCl3, SbCl3, BiCl3,
нетрудно сделать вывод, что крайний левый представитель ряда практически
ведет себя как галогенагидрид, а далее характер галогенангидрида ослабевает в
направлении слева – направо, все более уступая свои позиции характеру соли.
А такие соединения, как GeCl4 и AsCl3, характеризуются свойствами,
промежуточными между свойствами галогенангидрида и соли.
К такому же выводу приводит сравнение свойств оксигалогенидов
элементов некоторых других групп.
Так, в рядах
NOCl, …, SbOCl, BiOCl
CrO2Cl2, MoO2Cl2, WO2Cl2
крайние левые представители – NOCl и CrO2Cl2 – практически ведут себя как
галогенангидриды азотистой и хромовой кислот; что же касается BiOCl и
WO2Cl2, то они фактически являются дегидратированными основными солями.
Таким образом, нельзя провести резкой границы, как между металлами и
неметаллами, так и между солями и галогенангидридами кислот.
ЛИТЕРАТУРА
1. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд.16-е, перераб. - Л.: Химия, 1973. – 728 с.
2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии / Под ред. В.А.
Рабиновича и Х.М. Рубинова. – 24-е изд., испр. – Л.: Химия, 1986. – 272с.
3. Недильно С.А., Попель П.П. Общая и неорганическая химия. Сборник
задач. – К.: Выща школа. Головное издательство, 1988. – 256 с.
25