Классификация и номенклатура сложных неорганических соединений. Неорганические вещества: примеры и свойства
Классификация веществ
Все вещества делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, сложные – из двух и более элементов. Простые вещества разделяются на металлы и неметаллы.
Металлы имеют характерный «металлический» блеск, обладают 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 характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.
Сложные вещества делят на органические и неорганические (минеральные). Органическими принято называть соединения углерода, за исключением простейших соединений углерода (CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN и их солей и др.); все остальные вещества называются неорганическими.
Сложные неорганические соединения классифицируются как по составу, так и по химическим свойствам (функциональным признакам). По составу они, прежде всего, подразделяются на двухэлементные, или бинарные, соединения (оксиды, сульфиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды) и многоэлементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.
По химическим свойствам неорганические соединения подразделяются на четыре основных класса: оксиды, кислоты, основания, соли.
Оксиды
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (Cr 2 O 3 , K 2 O, CO 2 и т. д.). Кислород в оксидах всегда двухвалентен и имеет степень окисления, равную -2.
По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные: CO, NO, N 2 O). Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей:
CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O,
MgO + CO 2 = MgCO 3 .
Образование основных оксидов характерно для металлов с невысокой степенью окисления (+1, +2).
Оксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (Ca, Sr, Ba, Ra) взаимодействуют с водой, образуя основания. Например:
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH,
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
Большая часть основных оксидов с водой не взаимодействует. Основания таких оксидов получают косвенным путем:
a) CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O;
б) CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 +2KCl.
Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Например:
SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O,
CaO + CO 2 = CaCO 3 .
К кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов -SO 2 , N 2 O 5 , SiO 2 , CO 2 и др., а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5,+6,+7, +8) -V 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 и др.
Ряд кислотных оксидов (SO 3 , SO 2 , N 2 O 3 , N 2 O 5 , CO 2 и др.) при взаимодействии с водой образуют кислоты:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 .
Соответствующие кислоты других кислотных оксидов (SiO 2 , TeO 2 , TeO 3 , MoO 3 , WO 3 , и др.) получают косвенным путем. Например:
а) SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O
б) Na 2 SiO 3 +2HCl= H 2 SiO 3 + 2NaCl
Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.
Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. Например:
SnO + H 2 SO 4 = SnSO 4 + H 2 O,
SnO + 2KOH + H 2 O = K 2 ,
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O.
К числу амфотерных оксидов относятся: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Sb 2 O 3 , MnO 2 и др.
Следует отметить, что в соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов (от металлов к неметаллам) закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности, кислотно-основная активность их оксидов. Так, в случае высших оксидов элементов 3 периода в ряду: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - по мере уменьшения степени полярности связи Э-О (уменьшается DЭО; уменьшается отрицательный эффективный заряд атома кислорода) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства оксидов: Na 2 O, MgO - основные оксиды; Al 2 O 3 – амфотерный; SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - кислотные оксиды (слева направо кислотный характер оксидов усиливается).
Способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление):
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ,
S + O 2 = SO 2 .
2. Горение сложных веществ:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O,
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .
3. Термическое разложение солей, оснований, кислот:
CaCO 3 ® CaO + CO 2 ,
Cd(OH) 2 ® CdO + H 2 O,
H 2 SO 4 ® SO 3 + H 2 O.
Номенклатура оксидов. Названия оксидов строятся из слова “оксид” и названия элемента в родительном падеже, который соединен с атомами кислорода. Если элемент образует несколько оксидов, то в скобках римскими цифрами указывается его степень окисления (с.о.), при этом знак с. о. не указывается. Например, MnO 2 – оксид марганца (IV), MnO – оксид марганца (II). Если элемент образует один оксид, то его с. о. не приводится: Na 2 O – оксид натрия.
Иногда в названиях оксидов встречаются приставки ди-, три-, тетра- и т.д. Они обозначают, что в молекуле этого оксида на один атом элемента приходится 2,3,4 и т.д. атома кислорода, например, CO 2 – диоксид углерода и т.д.
Гидроксиды
Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – сложные вещества, содержащие гидроксогруппы OH. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований - NaOH, Ba(OH) 2 и т.п.; другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO 3 , H 3 PO 4 , и др.; существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства - Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 и др.
Свойства и характер гидроксидов также находятся в зависимости от заряда ядра центрального атома (условное обозначение Э) и его радиуса, т.е. от прочности и полярности связей Э – О и О – Н.
Если энергия связи E O - H << E Э - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу, т. е. разрушается связь О – Н.
ЭОН Û ЭО - + H +
Если E O-H >> E Э – O , то диссоциация гидроксида протекает по основному типу, т. е. разрушается связь Э - O
ЭOH Û Э + + OH -
Если энергии связей O – H и Э – О близки или равны, то диссоциация гидроксида может протекать одновременно по обоим направлениям. В этом случае речь идет об амфотерных гидроксидах:
Э n+ + nOH - Û Э(OH) n = H n ЭO n Û nH + + ЭО n n-
В соответствии с изменением химической природы элементов в периодической системе элементов закономерно изменяется кислотно-основная активность их гидроксидов: от основных гидроксидов через амфотерные к кислотным. Например, для высших гидроксидов элементов 3 периода:
NaOH, Mg(OH) 2 – основания (слева направо основные свойства ослабевают);
Al(OH) 3 – амфотерный гидроксид;
H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HСlO 4 – кислоты (слева направо сила кислот увеличивается).
Гидроксиды металлов относятся к основаниям. Чем ярче выражены металлические свойства элемента, тем сильнее выражены основные свойства соответствующего гидроксида металла в высшей с.о. Гидроксиды неметаллов проявляют кислотные свойства. Чем ярче выражены неметаллические свойства элемента, тем сильнее кислотные свойства соответствующего гидроксида.
Кислоты
Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка (с позиций теории электролитической диссоциации).
Кислоты классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по основности (по числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли – на одноосновные, двухосновные, трехосновные), по наличию или отсутствию кислорода в составе кислоты (на кислородсодержащие и бескислородные). Например, азотная кислота HNO 3 – сильная, одноосновная, кислородсодержащая кислота; сероводородная кислота H 2 S – слабая, двухосновная, бескислородная кислота.
Химические свойства кислот:
1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):
H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 = CuSO 4 + 2H 2 O.
2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды:
2HNO 3 + MgO = Mg(NO 3) 2 + H 2 O,
H 2 SO 4 + ZnO = ZnSO 4 + H 2 O.
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 + 2HCl =ZnCl 2 + H 2 .
Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют
Взаимодействие металлов с азотной и концентрированной серной кислотами см. в разделе 11.
4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются:
H 2 SiO 3 H 2 O + SiO 2 .
5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей:
H 2 SO 4 конц + NaCl тв = NaHSO 4 + HCl.
6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей:
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + 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.
Названия кислородосодержащих кислот также образуются от русского названия кислотообразующего элемента с добавлением соответствующих суффиксов, окончаний и слова “кислота”. При этом название кислоты, в которой элемент находится в высшей степени окисления, оканчивается на -ная или -овая ; например, H 2 SO 4 – серная кислота, HClO 4 – хлорная кислота, H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота. С понижением степени окисления кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: -оватая (HClO 3 - хлорноватая кислота), истая (HClO 2 - хлористая кислота), -оватистая (HClO - хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, находясь только в двух степенях окисления, то название кислоты, отвечающее более низкой степени окисления элемента, имеет окончание истая (HNO 3 – азотная кислота, HNO 2 – азотистая кислота).
В некоторых случаях к одной молекуле оксида может присоединиться различное количество молекул воды (т.е. элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислот, содержащих по одному атому данного элемента). Тогда кислоту с большим содержанием воды обозначают приставкой орто - , а кислоту с меньшим числом молекул воды обозначают приставкой мета - . Например:
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 - метафосфорная кислота;
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 - ортофосфорная кислота.
Основания
Основаниями с позиций теории электролитической диссоциации являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов OH ‾ и ионов металлов (исключение NH 4 OH).
Основания классифицируют по их силе (по способности к электролитической диссоциации – на сильные и слабые), по кислотности (по количеству гидроксогрупп в молекуле, способных замещаться на кислотные остатки – на однокислотные, двукислотные и т. д.), по растворимости (на растворимые основания – щелочи и нерастворимые). Например: NaOH – сильное, однокислотное основание, растворимое (щелочь); Cu(OH) 2 – слабое, двукислотное, нерастворимое основание. К растворимым основаниям (щелочам) относятся гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. К сильным основаниям относятся все щелочи.
Химические свойства оснований:
1. Взаимодействие с кислотами:
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ¯ + H 2 O.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами:
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами:
2KOH + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + H 2 O 1,
2KOH + SnO + H 2 O = K 2 [ Sn(OH) 4 ].
4. Взаимодействие с амфотерными основаниями:
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 +2H 2 O2,
2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [ Zn(OH) 4 ]3.
5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.
Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются.
6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):
Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2
Амфотерные гидроксиды. Амфотерные гидроксиды (гидраты амфотерных оксидов) способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот, так и по типу оснований. Например:
ZnO 2 2- + 2H + Û Zn(OH) 2 Û Zn 2+ + 2OH .
Поэтому они обладают амфотерными свойствами, т.е. могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями:
Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,
Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [ Sn(OH) 4 ].
Номенклатура оснований. Названия оснований строятся из слова “гидроксид ” и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления, если это величина переменная. Иногда к слову гидроксид добавляют префикс из греческого числительного, указывающий на число гидроксогрупп в молекуле основания. Например: KOH - гидроксид калия; Al(OH) 3 - гидроксид алюминия (тригидроксид алюминия); Cr(OH) 2 – гидроксид хрома (II) (дигидроксид хрома).
Соли
С точки зрения теории электролитической диссоциации соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов.
Соли рассматривают обычно как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или продукты полного или частичного замещения гидроксогрупп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием катионов металлов и анионов кислотных остатков (исключение – соли аммония). При неполном замещении водорода кислоты получаются кислые соли, при неполном замещении гидроксогрупп основания – основные соли. Диссоциация кислых и основных солей рассматривается в разделе 8. Кислые соли могут быть образованы только многоосновными кислотами (H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 S,H 3 PO 4 и т. д.), а основные соли – многокислотными основаниями (Mg (OH) 2 ,Ca (OH) 2 , Al (OH) 3 и т. д.).
Примеры образования солей:
Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O,
CaSO 4 (сульфат кальция) – нормальная (средняя) соль;
H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O,
NaHSO 4 (гидросульфат натрия) – кислая соль, полученная в результате недостатка взятого основания;
Cu (OH) 2 + HCl = CuOHCl + H 2 O,
CuOHCl (хлорид гидроксомеди (II)) – основная соль, полученная в результате недостатка взятой кислоты.
Химические свойства солей:
I. 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:
CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2 ↓;
с кислотами взаимодействуют соли:
а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль:
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;
б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какой-либо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой):
Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ,
NaCl тв + H 2 SO 4конц = NaHSO 4 + HCl;
в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте:
Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl;
г) анионы которой отвечают слабой кислоте:
2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH;
cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка:
AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl↓,
2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al (OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2 .
II. 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 + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
III. Некоторые соли разлагаются при нагревании:
CaCO 3 = CaO + CO 2 .
IV. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты:
CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 ٭ 5H 2 O ΔH<0
белого цвета сине-голубого цвета
Выделение теплоты и изменение цвета – признаки химических реакций.
V. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет описан в разделе 8.10.
VI. 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:
NaHSO 4 + NaOH= Na 2 SO 4 + H 2 O,
MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O.
Получение солей:
1. Взаимодействие основного оксида с кислотой:
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.
2. Взаимодействие металла с солью другого металла:
Mg + ZnCl 2 = MgCl 2 + Zn.
3. Взаимодействие металла с кислотой:
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 .
4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O.
5. Взаимодействие основания с кислотой:
Fe(OH) 3 + 3HCl= FeCl 3 + 3H 2 O.
6. Взаимодействие соли с основанием:
FeCl 2 + 2KOH = Fe(OH) 2 ¯ + 2KCl.
7. Взаимодействие двух солей:
Ba(NO 3) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 ¯ + 2KNO 3 .
8. Взаимодействие металла с неметаллом:
9. Взаимодействие кислоты с солью:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .
10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов:
CaO + CO 2 = CaCO 3 .
Номенклатура солей. Согласно международным номенклатурным правилам, названия средних солей образуются из названия кислотного остатка в именительном падеже и названия металла в родительном падеже с указанием в скобках римскими цифрами его степени окисления (если это величина переменная). Название кислотного остатка состоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, соответствующего окончанияи в некоторых случаях приставки.
Кислотные остатки бескислородных кислот получают окончание ид . Например: SnS – сульфид олова (II), Na 2 Se – селенид натрия. Окончания названий кислотных остатков кислородсодержащих кислот зависят от степени окисления кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисления (“-ная “ или “-овая “ кислота) применяется окончание -ат . Например, соли азотной кислоты HNO 3 называются нитратами, серной кислоты H 2 SO 4 - сульфатами, хромовой кислоты H 2 CrO 4 – хроматами. Для более низкой степени окисления кислотообразующего элемента (“...истая кислота “) применяется окончание ит. Так, соли азотистой кислоты HNO 2 называются нитритами, сернистой кислоты H 2 SO 3 – сульфитами. Если существует кислота с еще более низкой степенью окисления кислотообразующего элемента (“-оватистая кислота “), ее анион получает приставку гипо- и окончание -ит . Например, соли хлорноватистой кислоты HClО называют гипохлоритами.
Соли некоторых кислот в соответствии с исторически сложившейся традицией сохранили названия, отличающиеся от систематических. Так, соли марганцовой кислоты HMnO 4 называют перманганатами, хлорной кислоты HClO 4 – перхлоратами, йодной кислоты HIO 4 – периодатами. Соли марганцовистой кислоты H 2 MnO 4 , хлорноватой HClO 3 и йодноватой HIO 3 кислот называют соответственно манганатами, хлоратами и йодатами.
Названия кислых и основных солей образуются по тем же общим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро-, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; количество незамещенных атомов водорода указывают греческими числительными приставками. Например, Na 2 HPO 4 – гидроортофосфат натрия, NaH 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия.
Аналогично катион основной соли получает приставку гидроксо- , указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп. Число гидроксильных групп указывают греческим числительным. Например, Cr(OH) 2 NO 3 – нитрат дигидроксохрома (III).
Названия важнейших кислот и их кислотных остатков приведены табл. 4.1.
Таблица 4.1
Названия и формулы кислот и их кислотных остатков
Продолжение табл. 4.1
Во-первых, все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества - это вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Иными словами, это форма существования элементов в свободном виде. Все остальные вещества являются сложными.
Простые:
1) Неметаллы: H 2 , O 2 , O 3 , N 2 , F 2 , He и др. Всего в периодической таблице химических элементов присутствуют 22 неметалла. В обычных условиях они могут быть в твердом состоянии (I 2), жидком (Br 2) или газообразном (H 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 и другие).
2) Металлы: Na, Ag, Fe, Be и другие. Единственным жидким металлом является ртуть (Hg).
Сложные:
1) Оксиды - соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.
- Основные
Оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 за исключением ZnO, BeO, PbO, SnO:
Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, CaO, MgO, RaO, SrO и др. - Амфотерные
Оксиды металлов в степени окисления +3 и +4, а также ZnO, BeO, PbO, SnO:
ZnO, BeO, PbO, SnO, Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 , PbO 2 , SnO 2 и др. - Кислотные
Оксиды металлов в степени окисления +5, +6, +7, а также оксиды всех неметаллов кроме CO, NO, N 2 O и SiO:
CO 2 , P 2 O 5 , SO 2 , SO 3 , NO 2 , CrO 3 и др. - Несолеобразующие
CO, NO, N 2 O и SiO
2) Пероксиды - сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены друг с другом и находятся в степени окисления -1.
- H 2 O 2 - пероксид водорода (перекись водорода)
- Na 2 O 2 - пероксид натрия
- BaO 2 - пероксид бария
3) Гидроксиды
- Основания: растворимые (NaOH, KOH И др.) и нерастворимые (Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Cr(OH) 2 и др.)
- Амфотерные гидроксиды (Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 и др.)
- Кислородсодержащие кислоты (HNO 3 , H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 3 PO 4 и др.)
4) Соли - сложные вещества, состоящие из катиона(ов) металла (или катиона аммония NH 4 +) и аниона(нов) кислотного остатка.
- Средние (NaNO 3 , CaSO 4 , Cu(NO 3) 2 и др.)
- Кислые - содержат H (NaHSO 4 , KHSO 3 , CaHPO 4 и др)
- Основные - содержат группу OH ((CuOH) 2 CO 3 , MgOHBr, ZnOHCl и др.)
- Двойные - содержат два типа катионов (KAl(SO 4) 2)
- Смешанные - содержат два типа анионов (CaClBr)
- Комплексные - состоят из катиона и комплексного аниона (Na 2 , SO 4 , Cl и др.)
5) Бинарные неорганические соединения
- Карбиды (CaC 2 , Al 4 C 3 и др.)
- Фосфиды (Na 3 P, Ca 3 P 2 и др.)
- Силициды (Mg 2 Si, Ca 2 Si и др.)
6) Водородные соединения (также являются бинарными соединениями)
- Гидриды - соединения щелочных и щелочно-земельных металлов с водородом (NaH, CaH 2 и др.)
- Летучие водородные соединения - соединения неметаллов с водородом (CH 4 , SiH 4 , NH 3 , PH 3 , H 2 O, H 2 S, HF, HCl, HBr и HI и др.)
3. Классификация неорганических соединений
При классификации необходимо строго придерживаться признаков, по которым она проводится. Простейшим признаком является состав – атомный или элементный. По атомному составу можно выделить одно-, двух- и т.д. атомные (Не; N 2 и СО; О 3 и NO 2 и т.д., соответственно). То же по элементному составу: одноэлементные (Не, N 2); двухэлементные (СО, СО 2) и т.д.. Кроме того – по названию (виду) одного из элементов или радикалов, входящих в состав ряда соединений: оксиды, сульфиды, гидроксиды, сульфаты и т.д.
По функциональным признакам неорганические соединения подразделяются на классы в зависимости от характерных функций, выполняемых ими в химических ре акциях. Например, широко используется кислотно-основная классификация, связанная с теорией кислот и оснований Аррениуса. В этой теории кислотой называют вещество, которое при диссоциации в воде образует ионы Н + и анионы, основанием – вещество, образующее при этом ионы ОН – и катионы, при взаимодействии кислоты и основания образуется соль и вода. Таким образом, в соответствии с этой теорией выделяют три группы веществ.
В соответствии с этой же теорией любые сложные вещества могут обладать кислотными, основными или амфотерными свойствами.
Кислотные свойства проявляет вещество, если оно при растворении в воде образует кислоту, а в реакциях с другими веществами отдаёт Н + , образует анион и присоединяет катион.
Основные свойства – противоположны кислотным.
Амфотерность – проявление противоположных свойств одним и тем же веществом (в данном случае и кислотных, и основных).
В качестве примеров приведём классификации оксидов, гидроксидов и фторидов по этому признаку.
Сложные вещества
(неорганические)
Оксиды Основания Кислоты Соли
Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят атомы кислорода и какого-либо другого элемента (Э Х О Y ). Степень окисления кислорода в оксидах равна - 2. Например, Fe 2 O 3 - оксид железа (Ш); CгO - оксид хрома (II) или оксид хрома (+2).
По химическим свойствам оксиды различают:
ОКСИДЫ
основные амфотерные кислотные
образуются металлами Al 2 O 3 ,BeO,ZnO,PbO, образуются неметалла-
(MgO;CrO;CuOи др)Cr 2 O 3 ,SnO,SnO 2 ,GeO, ми и металлами в
в степ. окисл. +1, +2GeO 2 ,Sb 2 O 3 ,MnO 2 и др. высш. степ. окисления.
(CO 2 ;P 2 O 5 ;Mn 2 O 7 .)
Основными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с кислотами образуют катион в составе соли и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к классу оснований (например, оксиду Na 2 O соответствует основание NaOH).
Кислотными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с основаниями образуют анион в составе соли и воду. Соединения этих оксидов с водой относят к классу кислот (например, оксиду P 2 O 5 соответствует кислота H 3 PO 4 , а оксиду Cl 2 O 7 - кислота HClO 4).
К амфотерным оксидам относятся такие, которые взаимодействуют с растворами кислот и оснований с образованием соли и воды. Соединения этих оксидов с водой – гидроксиды – могут иметь как кислотные, так и основные свойства (например, амфотерному оксиду ZnO соответствует основание Zn(OH) 2 и кислота H 2 ZnO 2 – изменением порядка записи атомов в формуле часто подчеркивают функцию соединения).
При взаимодействии кислотных и основных оксидов между собой образуется соль, катион которой принадлежит основному, а анион – кислотному оксиду.
Таким образом, характерной особенностью оксидов является способность их к образованию солей. Поэтому такие оксиды относятся к солеобразующим. Наряду с солеобразующими существуют и несолеобразующие, или безразличные, оксиды, которые не образуют кислот и солей. Примером могут служить CO, N 2 O, NO, . SiO .
Если элемент образует оксиды в нескольких степенях окисления , то амфотерные оксиды разделяют основные и кислотные так, что оксиды, соответствующие низшим степеням окисления являются основными, а высшим - кислотными .
Например, марганец образует оксиды:
2 +3 +4 +6 +7
MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7
основные оксиды амфотерный кислотные оксиды
Для хрома характерны степени окисления: +2, +3 и +6.
Оксиды CrO Cr 2 O 3 CrO 3
основной амфотерный кислотный
Химические свойства оксидов
основные кислотные
1. Основные оксиды взаимодействуют 1. Кислотные оксиды взаимодействуют
с кислотами с образованием соли и воды: с растворимыми основаниями (щелочами)
CuO+H 2 SO 4 =CuSO 4 +H 2 O.cобразованием соли и воды:
CO 2 + 2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O.
2.Оксиды активных металлов взаимо- 2 Кислотные оксиды взаимодействуют
действуют с водой с образованием водой с образованием кислоты:
щелочи: Li 2 O + H 2 O = 2LiOH. P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 .
3. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой
с образованием соли: CaO + CO 2 = CaCO 3 .
амфотерные
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями с образованием соли и воды:
ZnO+ 2HCl=ZnCl 2 +H 2 O;
ZnO+ 2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O
или ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 .
По отношению к растворению в воде оксиды (и многие другие вещества) подразделяют на растворимые и нерастворимые. Растворимые оксиды и другие вещества, образующие кислоты, называются ангидридами соответствующих кислот (SO 3 - ангидрид серной кислоты Н 2 SO 4 ; Cl 2 О 7 - ангидрид НСlO 4).
Пример 7. Какие из перечисленных ниже элементов образуют кислотные оксиды:
Na,Zn,Ba,Ti,B? Составьте формулы этих оксидов.
Решение. Из перечисленных элементовNa,Baявляются типичными металлами, поэтому образуют основные оксиды-Na 2 O,BaO;
Znобразует амфотерный оксид формула которого-ZnO;
Бор относится к неметаллам, следовательно, его оксид B 2 O 3 является кислотным.
Титан относится к переходным металлам и может проявлять степени окисления +2 и +4, следовательно, в высшей степени окисления +4 титан образует кислотный оксид TiO 2 .
Пример 8. Для указанных оксидов укажите их характер и напишите формулы соответствующих гидроксидов:CaO,V 2 O 5 ,PbO,Li 2 O.
Решение. СаО-оксид кальция-образован металлом, поэтому имеет основной характер, следовательно, соответствующий ему гидроксид-Са(ОН) 2 ;
V 2 O 5 -оксид ванадия (V)-образован переходным металлом в высшей степени окисления, поэтому является кислотным оксидом (ангидридом). Соответствующий гидроксид-ванадиевая кислота-HVO 3 ;
PbO-оксид свинца-является амфотерным оксидом, поэтому ему соответствует как кислотаH 2 PbO 2 ; так и основание-Pb(OH) 2 .
Li 2 O– оксид лития-является основным оксидом, так как образован металлом и ему соответствует основаниеLiOH.
Пример 9. Приведите три примера реакций между оксидом элемента 2-го периода и оксидом элемента 4-го периода.
Решение. Чтобы прошло взаимодействие между двумя оксидами надо, чтобы один из оксидов был основным (или амфотерным) , а другой-кислотным (или амфотерным). Во втором периодеLi 2 O-основной оксид, ВеО-амфотерный, СО 2 иN 2 O 5 -кислотные. В четвертом периоде К 2 О, СаО,FeO-основные, Сr 2 O 3 -амфотерный,As 2 O 5 ,CrO 3 ,SeO 3 -кислотные оксиды. Уравнения:
СО 2 + К 2 О = К 2 СО 3 ; ВеО + СаО = СаВеО 2 ; 3N 2 O 5 + Сr 2 O 3 = 2Сr(NO 3) 3 .
Гидроксиды - сложные вещества, в состав которых входят одна или несколько гидроксильных групп – Э(ОН) n , ЭО m (OH) n и др.. Такая форма записи применяется, если хотят подчеркнуть основные свойства гидроксида (NaOH, AlO(OH), SO 2 (OH) 2). Если нужно подчеркнуть кислотные свойства, то формулу записывают в другом порядке – Н n ЭО m (HAlO 2 , H 2 SO 4). Амфотерные основания называют амфолитами.
| " |
Химические вещества можно разделить на две неравные группы: простые и сложные.
Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О 2 , P 4).
Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H 3 PO 4).
Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы .
Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).
Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.
Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ) расположены либо в главной подгруппе , либо в побочной . В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к акой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.
Например , в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии , элемент номер 32, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.
Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ . К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ . Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.
Основные классы сложных веществ — это оксиды , гидроксиды , соли .
Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.
В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).
Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2 . Например , оксид лития Li 2 O, оксид железа (II) FeO.
Кислотные оксиды — это оксиды, которые проявляют кислотные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7 , а также атомами неметаллов с любой степенью окисления . Например , оксид хлора (I) Cl 2 O, оксид хрома (VI) CrO 3 .
Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 , а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO .
Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N 2 O и SiO .
Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).
Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например , магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe 2 O 3 .
Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл . Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не исключение).
Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.
Каждому солеобразующему оксиду соответствует гидроксид:
основному оксиду соответствует гидроксид основание ,
кислотному оксиду соответствует гидроксид кислота ,
амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид .
Например , оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH) 2 .
Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H 2 CrO 4, и кислотный остаток хромат-ион CrO 4 2- .
Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.
Например : N 2 O 5 + H 2 O → H 2 N 2 O 6 , делим на 2, получаем HNO 3 . Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.
Например : оксид P 2 O 5 , мета-форма: HPO 3 . Добавляем воду, орто-форма: H 3 PO 4 . Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.
Оксид хрома (III) — Cr 2 O 3 — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH) 3 = HCrO 2 , кислотный остаток хромит: CrO 2 — .
Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:
Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH — .
Основания можно разделить на растворимые в воде (щелочи ), нерастворимые в воде, и самопроизвольно разлагающиеся .
К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:
NH 4 OH → NH 3 + H 2 O
2AgOH → Ag 2 O + H 2 O
2CuOH → Cu 2 O + H 2 O
Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH ) , с двумя – двухкислотные (Ca(OH) 2) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH) 3) .
Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H 3 O + (H +). Кислоты состоят из водорода H + и кислотного остатка.
По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы, кислоты разделяют на одноосновные (HNO 3), двухосновные (H 2 SO 4), трехосновные (H 3 PO 4) и т.д.
Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.
Сильные кислоты. К ним относятся:
- Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI . Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
- Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 и др.
Слабые кислоты . К ним относятся:
- Слабые и растворимые кислоты : это H 3 PO 4 , CH 3 COOH , HF и др.
- Летучие или неустойчивые кислоты : H 2 S — газ; H 2 CO 3 H 2 CO 3 → Н 2 О + СО 2 ; H 2 SO 3 — распадается на воду и оксид: H 2 SO 3 → H 2 O+ SО 2 .
- Нерастворимые в воде кислоты : H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 и другие.
Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием. Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная . Если 1 или 0 — то кислота слабая .
Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH 4 +) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.
Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания , то соли делят на средние , кислые и основные .
Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла (например , Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 ).
Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов (например , NaHCO 3 , K 2 HPO 4 ).
Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты (например , малахит (CuOH) 2 CO 3 ).
По числу катионов и анионов соли разделяют на:
Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа (например , хлорид кальция CaCl 2 ).
Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа (например , алюмокалиевые квасцы – KAl(SO 4) 2 ).
Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа (например , хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl ).
По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.
Гидратные соли (кристаллогидраты ) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды (например , декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 ·10 H 2 O ).
Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K 3 , (OH) 2 ).
Помимо основных классов неорганических соединений, существует большое количество других. Например, бинарные соединения элементов с водородом.
Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.
Солеобразные гидриды ЭН х – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например , гидрид натрия NaH .
Летучие водородные соединения Н х Э – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например , аммиак NH 3 , фосфин PH 3 .
Ежедневно человек взаимодействует с большим количеством предметов. Они изготовлены из разных материалов, имеют свою структуру и состав. Все, что окружает человека можно разделить на органическое и неорганическое. В статье рассмотрим, что представляют собой такие вещества, приведем примеры. Также определим, какие встречаются неорганические вещества в биологии.
Описание
Неорганическими называются такие вещества, в составе которых нет углерода. Они противоположны органическим. Также к этой группе относят несколько углеродосодержащих соединений, например:
- цианиды;
- оксиды углерода;
- карбонаты;
- карбиды и другие.
- вода;
- разные кислоты (соляная, азотная, серная);
- соль;
- аммиак;
- углекислый газ;
- металлы и неметаллы.
Неорганическая группа отличается отсутствием углеродного скелета, который характерен для органических веществ. по составу принято делить на простые и сложные. Простые вещества составляют немногочисленную группу. Всего их насчитывается примерно 400.
Простые неорганические соединения: металлы
Металлы - простые атомов которых основывается на металлической связи. Эти элементы имеют характерные металлические свойства: теплопроводность, электропроводность, пластичность, блеск и другие. Всего в этой группе выделяют 96 элементов. К ним относятся:
- щелочные металлы: литий, натрий, калий;
- щелочноземельные металлы: магний, стронций, кальций;
- медь, серебро, золото;
- легкие металлы: алюминий, олово, свинец;
- полуметаллы: полоний, московий, нихоний;
- лантаноиды и лантан: скандий, иттрий;
- актиноиды и актиний: уран, нептуний, плутоний.
В основном в природе металлы встречаются в виде руды и соединений. Чтобы получить чистый металл без примесей, проводится его очистка. При необходимости возможно проведение легирования или другой обработки. Этим занимается специальная наука - металлургия. Она подразделяется на черную и цветную.
Простые неорганические соединения: неметаллы
Неметаллы - химические элементы, которые не обладают металлическими свойствами. Примеры неорганических веществ:
- вода;
- азот;
- сера;
- кислород и другие.
Неметаллы отличаются большим числом электронов на их атома. Это обуславливает некоторые свойства: повышается способность присоединять дополнительные электроны, проявляется более высокая окислительная активность.
В природе можно встретить неметаллы в свободном состоянии: кислород, хлор, А также твердые формы: йод, фосфор, кремний, селен.
Некоторые неметаллы имеют отличительное свойство - аллотропию. То есть они могут существовать в различных модификациях и формах. Например:
- газообразный кислород имеет модификации: кислород и озон;
- твердый углерод может существовать в таких формах: алмаз, графит, стеклоуглерод и другие.
Сложные неорганические соединения
Эта группа веществ более многочисленна. Сложные соединения отличаются наличием в составе вещества нескольких химических элементов.
Рассмотрим подробнее сложные неорганические вещества. Примеры и классификация их представлены ниже в статье.
1. Оксиды - соединения, одним их элементов которых является кислород. В группу входят:
- несолеобразующие (например, азота);
- солеобразующие оксиды (например, оксид натрия, оксид цинка).
2. Кислоты - вещества, в состав которых входят ионы водорода и кислотные остатки. Например, азотная сероводород.
3. Гидроксиды - соединения, в составе которых присутствует группа -ОН. Классификация:
- основания - растворимые и нерастворимые щелочи - гидроксид меди, гидроксид натрия;
- кислородосодержащие кислоты - диводород триоксокарбонат, водород триоксонитрат;
- амфотерные - гидроксид хрома, гидроксид меди.
4. Соли - вещества, в составе которых есть ионы металла и кислотные остатки. Классификация:
- средние: хлорид натрия, сульфид железа;
- кислые: гидрокарбонат натрия, гидросульфаты;
- основные: нитрат дигидроксохрома, нитрат гидроксохрома;
- комплексные: тетрагидроксоцинкат натрия, тетрахлороплатинат калия;
- двойные: алюмокалиевые квасцы;
- смешанные: сульфат алюминия калия, хлорид меди калия.
5. Бинарные соединения - вещества, состоящие из двух химических элементов:
- бескислородные кислоты;
- бескислородные соли и другие.
Неорганические соединения, содержащие углерод
Такие вещества традиционно относятся к группе неорганических. Примеры веществ:
- Карбонаты - эфиры и соли угольной кислоты - кальцит, доломит.
- Карбиды - соединения неметаллов и металлов с углеродом - карбид бериллия, карбид кальция.
- Цианиды - соли цианистоводородной кислоты - цианид натрия.
- Оксиды углерода - бинарное соединение углерода и кислорода - угарный и углекислый газы.
- Цианаты - являются производными от циановой кислоты - фульминовая кислота, изоциановая кислота.
- Карбонильные металлы - комплекс металла и монооксида углерода - карбонил никеля.
Все рассмотренные вещества отличаются индивидуальными химическими и физическими свойствами. В общем виде можно выделить отличительные черты каждого класса неорганических веществ:
1. Простые металлы:
- высокая тепло- и электропроводность;
- металлический блеск;
- отсутствие прозрачности;
- прочность и пластичность;
- при комнатной температуре сохраняют твердость и форму (кроме ртути).
2. Простые неметаллы:
- простые неметаллы могут быть в газообразном состоянии: водород, кислород, хлор;
- в жидком состоянии встречается бром;
- твердые неметаллы имеют немолекулярное состояние и могут образовывать кристаллы: алмаз, кремний, графит.
3. Сложные вещества:
- оксиды: вступают в реакцию с водой, кислотами и кислотными оксидами;
- кислоты: вступают в реакцию с водой, и щелочами;
- амфотерные оксиды: могут вступать в реакции с кислотными оксидами и основаниями;
- гидроксиды: растворяются в воде, имеют широкий диапазон температур плавления, могут менять цвет при взаимодействии с щелочами.
Клетка любого живого организма состоит из множества компонентов. Некоторыми из них являются неорганические соединения:
- Вода. Например, количество воды в клетке составляет от 65 до 95%. Она необходима для осуществления химических реакций, перемещения компонентов, процесса терморегуляции. Также именно вода определяет объем клетки и степень ее упругости.
- Минеральные соли. Могут присутствовать в организме как в растворенном виде, так и в нерастворенном. Важную роль в процессах клетки играют катионы: калий, натрий, кальций, магний - и анионы: хлор, гидрокарбонаты, суперфосфат. Минералы необходимы для поддержания осмотического равновесия, регуляции биохимических и физических процессов, образования нервных импульсов, поддержания уровня свертываемости крови и многих других реакций.
Для поддержания жизнедеятельности важны не только неорганические вещества клетки. Органические компоненты занимают 20-30 % ее объема.
Классификация:
- простые органические вещества: глюкоза, аминокислоты, жирные кислоты;
- сложные органические вещества: белки, нуклеиновые кислоты, липиды, полисахариды.
Органические компоненты необходимы для выполнения защитной, энергетической функции клетки, они служат источником энергии для клеточной активности и запасают питательные вещества, проводят синтез белков, передают наследственную информацию.
В статье были рассмотрены сущность и примеры неорганических веществ, их роль в составе клетки. Можно сказать, что существование живых организмов было бы невозможным без групп органических и неорганических соединений. Они важны в каждой сфере человеческой жизни, а также в существовании каждого организма.