1.2 Основные законы химии

Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной, и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях.

Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым.

Закон постоянства состава – любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.

Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул. В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 ^оС,

1 атм) занимает объем 22,4 л (мольный объем).

Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы.

Для уравнения реакции, записанного в общем виде аА + вВ = сС, выполняется следующее соотношение:

n[fэкв. (А)А] = n[fэкв. (В)В] = n[fэкв. (С)С].

(1.3)

На практике широко применяются следствия из закона эквивалентов:

1) Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны моляр­ным массам эквивалентов этих веществ:

(1.4)

2) Объемы реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:

(1.5)

Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций.

2 Основные классы неорганических соединений

К неорганическим соединениям относятся соединения, образованные атомами различных элементов, за исключением углерода. Соединения углерода, вследствие специфичности свойств и многообразия, относятся к органическим соединениям.

2.1 Простые вещества

Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н₂, О₂, Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций. Например: О₂ – молекулярный

кислород, О₃ – озон.

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При диагональном движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.

2.2 Сложные вещества

Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.

При соединении двух элементов образуются бинарные соединения. Данные соединения образуется при взаимодействии металла с неметаллом или неметалла с неметаллом. Например: КС1, Н₂О, НС1 и т.д. Из бинарных соединений наиболее распространенными являются оксиды.

К основным классам неорганических соединений относятся также кис­лоты, основания и соли. Например: Н₂СО₃, КОН, К₂СО₃ и т.д.

Оксиды – соединения элементов с кислородом в степени окисления – 2. Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли. Например: N₂O, NO, CO и др.

Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли. Солеобра­зующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные оксиды – при взаимодействием с водой образуют кислоты.

Например, СО₂+ Н₂О = Н₂СО₃.

Кислот­ные оксиды образуют все неметаллы, а также некоторые металлы в степени окисления +3 и выше. Например: СО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₃, СrО₃ и др.

Основные оксиды – при взаимодействием с водой непосредственно или косвенно образуют основания. Например:

Na₂О + Н₂О = 2NaOH;

NiО + 2НСl = NiСl₂+2Н₂О,

NiСl₂ + 2NаОН = Ni(ОН)₂ + 2NаСl.

К основным оксидам отно­сятся все оксиды, образованные щелочными, щелочноземельными и другими металлами в степенях окисления не выше +3. Например: Na₂О, СаО, BaO, MgO, NiO и др.

Амфотерные оксиды – это оксиды проявляющие как кислотные, так и основные свойства. Например:

Сr₂О₃ + 6НС1 = 2СrС1₃ + 3Н₂О,

Сr₂О₃ + 2NaOH= 2NaCrО₂ + Н₂О.

Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, А1₂О₃, PbO, РbО₂, Fe₂О₃ и др.

В настоящее время за основу номенклатуры неорганических соединений принята номенклатура, разработанная Международным Союзом по теоретиче­ской и прикладной химии (IUPAC).

Названия оксидов образуются от слова «оксид» и названия элемента в ро­дительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в название

оксида включают валентность элемента. Например:

FeO – оксид железа(II), Fe₂ О₃ – оксид железа(III).

Следует отметить, что бинарные соединения большинства других элементов называют подобным образом, только вместо кислорода называют более электроотрицательный элемент, входящий в состав данного соединения. Например: Li₃N – нитрид лития, ZnS – сульфид цинка и др.

Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул, которые показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения, а также графических формул, которые показывают не только состав, но и последовательность соединения атомов в соединении. Например, для оксида алюминия:

брутто-формула – А1₂О₃, графическая формула – О=А1–О–А1=О.

Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe₃О₄ стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe₂О₃. В данном соединении FeО проявляет основные свойства, а Fe₂О₃ – кислотные, поэтому этот оксид можно отнести к классу солей Fe(FeО₂)₂ – феррит железа(II). Структурную формулу можно представить следующим образом: О= Fe–О–Fe–О–Fe=О.

Некоторые кислотные оксиды являются смешанными оксидами двух кислот. Например, NО₂ является смешанным оксидом азотной и азотистой кислот:

2NО₂ + Н₂О = HNО₃ + HNО₂.

Кислоты – соединения диссоциирующие в водном растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Сильные кислоты диссоциируют полностью и необратимо, а слабые – обратимо и ступенчато. Например:

H₂SО₄ →2Н⁺ + SО₄^2–;

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^– (I–ступень),

НСО₃^– ↔ Н⁺ + СО₃^2– (II–ступень).

Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: названия элемента или группы атомов, образовавших кислоту, соединительной гласной «о» и слова «водородная». Напри­мер: НС1 – хлороводородная, H₂S – сероводородная, НСN – цианистоводородная и др.

Названия кислородсодержащих кислот состоят из корня русского названия кислотообразующего элемента с суффиксом, соответствующим его степени окисления:

в высшей степени окисления – -ная, -овая, -евая;

в промежуточной – -нистая, -истая, -новатая, -оватая;

в низшей – -новатистая.

Например:

H₂SO₄ – серная кислота, H₂SO₃ – сернистая кислота.

Если оксид образует несколько кислородсодержащих кислот с разным содержанием молекул воды, то к названию кислот добавляется приставки:

с наименьшим содержанием – мета, средним – мезо, наибольшим – орто.

Например: H₂SiО₃ – метакремневая и H₄SiО₄ – ортокремневая кислоты.

Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла или катион аммония.

Основания, как и кислоты, делятся на сильные и слабые. Например:

Са(OH)₂ → Сa²⁺ + 2ОН^–;

Fe(OH)₂ ↔ FeОН⁺ + ОН^– (I–ступень ),

FeОН⁺ ↔ Fe²⁺ + ОН^– (II–ступень).

Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в роди­тельном падеже. Например:

NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Соли – соединения диссоциирующие на катион металла или катион аммония и анион кислотного остатка. Все соли – сильные электролиты. Например: Аl₂(SО₄)₃ → 2Аl³⁺ + 3SО₄^2–.

Соли образуются в результате реакции нейтрализации. Это реакция взаимодействия кислоты с основанием или их оксидов, приводящая к образованию нейтрального соединения (соли). Например:

Н₂SО₄ + 2NаОН = Nа₂SО₄ + 2Н₂О,

Н₂SО₄ + Nа₂О = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + 2NаОН = Nа₂SО₄ + Н₂О,

SО₃ + Nа₂О = Nа₂SО₄.

Если для реакции взяты стехиометрические количества кислоты и основания, то образуются средние соли. Например:

Н₂СО₃ + 2NаОН = Nа₂СО₃ + 2Н₂О,

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2Н₂О.

В случае стехиометрического избытка слабой кислоты или слабого основания возможно образование кислых или основных солей. Например:

Н₂СО₃ + NаОН = NаНСО₃ + Н₂О,

кислая соль – NаНСО₃, гидрокарбонат натрия;

Mg(ОН)₂ + HCl = MgОНCl + Н₂О,

основная соль – MgОНCl, хлорид гидроксомагния.

К кислым солям можно также отнести NаНSО₄, так как по второй ступени диссоциации Н₂SО₄ относительно слабая кислота.

Название соли включает латинское название кислотного остатка с прибавлением русского названия металла. Для бескислородных кислот к названию кислотного остатка присоединяется суффикс – -ид. Например, СuС1₂ – хлорид меди(II). В случае солей кислородсодержащих кислот, с кислородсодержащим элементом в высшей степени окисления, к названию кислотного остатка присоединяется суффикс – ат. Если кислородсодержащий элемент имеет вторую (более низкую) степень окисления, то к названию кислотного остатка присоединяется суффикс – ит. Например:

Nа₂SО₄ – сульфат натрия, Nа₂SО₃ – сульфит натрия.

Для солей кислородсодержащих кислот с кислотообразующим элементом, проявляющим более двух степеней окисления, прибавляются следующие приставки и суффиксы, которые приведены ниже на примере кислородсодержащих солей хлора:

NaСlO, NaСlO₂, NaСlO₃, NaСlO₄.

гипохлорит натрия, хлорит натрия, хлорат натрия, перхлорат натрия.

Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода.

На примере элементов III-периода составим формулы возможных оксидов и образуемых из них кислот, оснований и солей:

оксиды:

Nа₂О, МgО, Аl₂О₃, SiО, SiО₂, Р₂О₃, Р₂О₅, SО₂,SО₃, Сl₂О, Сl₂О₃, Сl₂О₅, Сl₂О₇;

гидроксиды (кислоты и основания):

NаОН, Мg(ОН)₂, Аl(ОН)₃, Н₃АlО₃, Н₂SiО₃, Н₃РО₃, Н₃РО₄, Н₂SО₃, Н₂SО₄, НСlО, НСlО₂, НСlО₃, НСlО₄; соли:

NаСl, МgCl₂, АlCl₃, К₃АlО₃, К₂SiО₃, К₂НРО₃, К₃РО₄, К₂SО₃, К₂SО₄, КСlО, КСlО₂, КСlO₃, КСlО₄.

Из приведенных формул видно, что в периодах основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются, проходя через амфотерные.