На головну

Класифікація та номенклатура оксидів

  1. I. Класифікація іменників
  2. I.2.2) Класифікація юридичних норм.
  3. II. Класифікація документів
  4. II. КЛАСИФІКАЦІЯ ПОНЯТЬ З ВИКОРИСТАННЯМ КОНЛАНГА Огір
  5. II. клінічна класифікація
  6. II.3.2) Класифікація законів.
  7. III. Класифікація ОА.

Оксидами називають сполуки, що складаються з двох елементів, одним з яких є кисень.

Оксиди поділяють на дві групи: солеобразующіе и несолеобразующіе, а кожну з груп, в свою чергу, поділяють на кілька підгруп.

Багато елементів проявляють змінну валентність і дають оксиди різного складу, тому перш за все слід розглянути номенклатуру оксидів.

 Номенклатура хімічних сполук розвивалася і складалася в міру накопичення фактичного матеріалу. Спочатку, поки кількість з'єднань було невелике, широко використовувалися тривіальні назви, специфічні для кожного з'єднання, що не відображають складу, будови і властивості речовини, - сурик, глет, палена магнезія, залізна окалина, звеселяючий газ, білий миш'як (Pb3O4, PbO, MgO, Fe3O4, N2O, As2O3 відповідно). На зміну такої номенклатурі прийшла полусістематіческая, стали вказувати кількість атомів кисню, з'явилися терміни: закис - для нижчих, окис - Для більш високих ступенів окислення; ангідрид - для оксидів кислотного характеру

До теперішнього часу здійснено перехід на сучасну міжнародну номенклатуру. Відповідно до цієї номенклатурі будь оксид називають оксидом із зазначенням римськими цифрами ступеня окислення елемента, наприклад: SO2 - Оксид сірки (IV), SO3 - Оксид сірки (VI), CrO - оксид хрому (II), Cr2O3 - Оксид хрому (III), CrO 3 - Оксид хрому (VI).

Однак до сих пір в хімічній літературі зустрічаються і старі найменування оксидів (до речі, в старих назвах замість оксиду частіше використовувався термін "окисел"). Деякі приклади зіставлення попередніх і сучасної міжнародної номенклатур представлені в таблиці 1.

властивості несолеобразующіе оксидів в даному розділі не розглядаються; найбільш важливі з них (СО, NO, H2O2, Na2O2) Будуть описані в розділах, присвячених хімії відповідних елементів. солеобразующіе оксиди прийнято ділити на три групи (основні, амфотерні, кислотні).

Таблиця 1 - номенклатура оксидів

 Формула  стара назва  сучасна назва
 N2O  Закис азоту, звеселяючий газ  Оксид азоту (I)
 NO  окис азоту  Оксид азоту (II)
N2O3  Азотистий ангідрид, трехокись азоту  Оксид азоту (III)
 NO2  двоокис азоту  Оксид азоту (IV)
 N2O5  Азотний ангідрид, п'ятиокис азоту  Оксид азоту (V)
 SO2  Сірчистий ангідрид, двоокис сірки  Оксид сірки (IV)
 SO3  Сірчаний ангідрид, трехокись сірки  Оксид сірки (VI)
 Fe2O3  залізна окалина  Оксид заліза (II, III)
 CO  Окис вуглецю, чадний газ  Оксид вуглецю (II)
 CO2  Двоокис вуглецю, вуглекислий газ  Оксид вуглецю (IV)

Підстави (гідроксиди металів)

За сучасною номенклатурі підстави прийнято називати гидроксидами елементів із зазначенням ступеня окислення: KOH - гідроксид калію, NaOH - гідроксид натрію, Ca (OH)2 - Гідроксид кальцію, Cr (OH)2 - Гідроксид хрому (II), Cr (OH)3 - Гідроксид хрому (Ш).

Гідроксиди металів прийнято ділити на дві групи: розчинні у воді (Утворені лужними і лужноземельними металами і тому звані лугами) і нерозчинні у воді. Основна відмінність між ними полягає в тому, що концентрація іонів ОН- в розчинах лугів досить висока, для нерозчинних ж підстав вона визначається розчинність речовини і звичайно дуже мала. Проте, найбільші рівноважні концентрації іона ОН- навіть в розчинах нерозчинних підстав визначають властивості цього класу сполук.

Загальним методом отримання підстав є реакція обміну, за допомогою якої можна отримати як нерозчинні, так і розчинні підстави:

При отриманні цим методом розчинних підстав в осад випадає нерозчинна сіль.

При отриманні нерозчинних у воді підстав, що володіють амфотерними властивостями, слід уникати надлишку лугу, так як може статися розчинення амфотерного підстави, наприклад:

У подібних випадках для отримання гідроксидів використовують гідроксид амонію, в якому амфотерні оксиди не розчиняються:

.

Гідроксиди срібла, ртуті настільки легко розпадаються, що при спробі їх отримання за допомогою обмінної реакцією замість гідроксидів випадають оксиди:

Луги в техніці зазвичай отримують електролізом водних розчинів хлоридів:

.

Луги можуть бути також отримані взаємодією лужних і лужноземельних металів або їх оксидів з водою:

Кислоти. згідно протонної теорії кислот і підстав, запропонованої І. Бренстедом, кислотою називають речовина, отщепляют при даній реакції протони, а підставою - речовина, здатне приймати протони. Будь-яка реакція відщеплення протона виражається рівнянням

кислота ® основа + H+.

На базі таких уявлень зрозумілими стають основні властивості аміаку, Який за рахунок неподіленої пари електронів атома азоту ефективно приймає протон при взаємодії з кислотами, утворюючи за рахунок донорно-акцепторного зв'язку іон амонію:

Ще більш загальне визначення кислот і підстав даноГ. Льюїсом, який припустив, що кислотно-основні взаємодії зовсім необов'язково відбуваються з перенесенням протона. У визначенні кислот і підстав по Льюїсу основна роль відводиться участі електронних пар в хімічній взаємодії.

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні прийняти одну або кілька пар електронів, називають кислотами Льюїса.

Так, наприклад, фторид алюмінію AlF3 - Кислота, здатна приймати електронну пару при взаємодії з аміаком:

Катіони, аніони або нейтральні молекули, здатні віддавати електронні пари, називають підставами Льюїса. У розглянутому прикладі аміак є підставою.

Визначення Г. Льюїса охоплює все кислотно-основні процеси, розглянуті раніше запропонованими теоріями. У таблиці 2 зіставлені різні визначення кислот і підстав, які використовуються в даний час.

Таблиця 2 - Зіставлення визначень кислот і підстав

 Классвеществ  Визначення кислот і підстав
 по Арреніусу  по Бренстеда - Лоурі  по Льюїсу
 кислоти  віддають ОН?  віддають Н+  Приймають електронні пари
 Основи  віддають ОН+  приймають Н+  Віддають електронні пари

Номенклатура і класифікація кислот.Оскільки існують різні визначення кислот, то їх класифікація та номенклатура досить умовні.

За кількістю атомів водню, здатних до отщеплению у водному розчині, кислоти ділять на одноосновні (Наприклад, HF, HNO2), двохосновні (H2CO3, H2SO4) і триосновні (H3PO4).

За складом кислоти ділять на безкисневі (HCl, H2S) і кислородсодержащие (HClO4, HNO3).

зазвичай назви кисневих кислот виробляються від назви неметалла з додатком закінчень -ва, -вая, Якщо ступінь окислення неметалла дорівнює номеру групи. У міру зниження ступеня окислення суфікси змінюються в наступному порядку: -оватая, іст, -оватістая:

HClO4 - Хлорне кислота H3AsO4 - Миш'якова кислота

HClO3 - Хлоратна кислота HNO3 - азотна кислота

HClO2 - Хлориста кислота HNO2 - Азотиста кислота



Попередня   1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11   12   13   14   15   16   Наступна

ВСТУП | Предмет і значення хімії | Атомна маса. Молекулярна маса. молярна маса | Основні відомості про будову атома | Квантово-механічні принципи будови речовини | Будова електронних оболонок атомів | Рівнів по електронам | Друге правило Клечковского | F f f f f | Періодична система елементів Д. І. Менделєєва і зміна їх властивостей |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати