Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу КАТЕГОРИИ:  Археология Биология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия ЭкологияТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву 
Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Классы неорганических веществСодержание книги Похожие статьи вашей тематики
Поиск на нашем сайте КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Классификация простых и сложных неорганических веществ приведена в сводной таблице. Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде. Все двух– и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе – химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями). Классификация сложных веществ первых трех классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространенного в природе элемента – кислорода и на самом распространенном соединении кислорода – воде. П е р в ы й класс сложных веществ – это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (–II); их общая формула ЭхОy. К оксидам не относятся соединения кислорода со фтором (простейшие из них О+IIF2–I), а также пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О22– и О2–. В т о р о й класс сложных веществ – гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Нx ЭОy), оснóвные и амфотерные [M(OH)n] гидроксиды, соответствующие кислотным, оснóвным и амфотерным оксидам. Т р е т и й класс сложных веществ – соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородосодержащие соли, имеющие общую формулу Mx(ЭОy)n и состоящие из катионов Мn+ и анионов (кислотных остатков) ЭОyx–. Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона – двойными.
При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН– (иногда и ионов О2–) – оснóвными солями. Ч е т в е р т ы й класс сложных веществ – бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трех классов (оксиды → гидроксиды → соли). Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (-II) и не основана на соединении такого кислорода – воде. Фактически это обширный класс неорганических сложных веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.
Получение оксидов. Оксиды получают несколькими способами. а) Взаимодействием простых веществ с кислородом 2Са+О2=2СаО. Простые вещества при нагревании часто окисляются с выделением света и теплоты. Такой процесс называют горением: C+O2=CO2 б) При окислении сложных веществ образуются оксиды элементов, входящих в состав исходного сложного вещества: 2H2S+3O2=2H2O+2SO2 в) Разложением нитратов, карбонатов, гидроксидов: 2Cu(NO3)2=2CuO+4NO2+O2 CaCO3=CaO+CO2 Cu(OH)2=CuO+H2O г) Окислением металлов оксидами других элементов. На подобных реакциях основана металлотермия – восстановление металлов из их оксидов более активными металлами: 2Al+Cr2O3=2Cr+Al2O3 д) Разложением высших оксидов или доокислением низших оксидов 4CrO3=2Cr2O3+3O2 4FeO+O2=2Fe2O3 2CO+O2=2CO2
1.2.2 Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O–IIH, могут содержать также кислород O–II. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:
Оснóвные Кислотные Амфотерные
Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих оснóвных оксидов с водой: M2O+H2O=2MOH (M=Li, Na, K, Rb, Cs) MO+H2O=M(OH)2 (M=Ca, Sr, Ba) И с к л ю ч е н и е: Гидроксиды Mg(OH)2, Cu(OH)2 и Ni(OH)2 получают другими способами. При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов: 2LiOH=Li2O+H2O M(OH)2=MO+H2O (M=Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni) Количество гидроксид-ионов в основании, которые способны замещаться кислотными остатками с образованием солей, определяет его кислотность. Поэтому основания могут быть однокислотными, двухкислотными, трехкислотными, четырехкислотными. Поскольку с увеличением степени окисления элемента основные свойства ослабевают, известно небольшое количество оснований с кислотностью больше трех. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Mg(OH)2 По растворимости в воде различают: а) основания, растворимые в воде – щелочи. К ним относятся: LiOH, NaOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, TlOH, NH4OH, [Cu(NH3)4](OH)2; б) основания, нерастворимые в воде, например, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др. В водных растворах основания изменяют окраску индикаторов: фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым. Все основания, как правило, вещества твердые, имеющие различную окраску; так, Cu(OH)2 голубого цвета, Fe(OH)3 красно-бурого.
Получение оснóвных гидроксидов (оснований) а) Взаимодействием активных металлов с водой 2Na+2HOH=2NaOH+H2; б) растворением в воде соответствующих оксидов CaO+H2O=Ca(OH)2; в) электролизом растворов солей (обычно галогенидов) активных металлов. г) нерастворимые в воде основания получают действием на их растворимые соли щелочами: MnCl2+2KOH=Mn(OH)2+2KCl FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2+Na2SO4 д) реакции взаимодействия растворов солей металлов со щелочами можно использовать и для получения некоторых щелочей: Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3
Получение кислот а) Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции): Cl2O+H2O=2HClO E2O3+H2O=2HEO2 (E=N, As) As2O3+3H2O=2H3AsO3 EO2+H2O=H2EO3 (E=C, Se) E2O5+H2O=2HEO3 (E=N, P, I) E2O5+3H2O=2H3EO4 (E=P, As) EO3+H2O=H2EO4 (E=S, Se, Cr) E2O7+H2O=2HEO4 (E=Cl, Mn) И с к л ю ч е н и е: оксиду SO2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO2·nH2O («сернистая кислота H2SO3» не существует, но кислотные остатки HSO3– и SO32– присутствуют в солях). б) обменной реакцией между солями и кислотами. При этом кислоту нужно брать более сильную или менее летучую, чем кислота, которую получают. KCl+H2SO4=KHSO4+HCl FeS+2HCl=FeCl2+H2; в) окислением простых веществ: 3P+5HNO3=3HPO3+5NO+H2O 3Si+4HNO3+18HF=3H2[SiF6]+4NO+8H2O.
Химические свойства кислот Кислоты обладают следующими химическими свойствами: а) взаимодействуют с основными оксидами и основаниями (реакция нейтрализации) с образованием солей и воды: CaO+2HCl=CaCl2+H2O Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O; б) взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами: Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O в) реагируют с солями. При взаимодействии кислот с солями необходимо учитывать, в каком агрегатном состоянии находится соль. Реакция с растворами солей протекает в том случае, если выпадает осадок или выделяется газ: H2SO4+Ba(NO3)2 (р-р)=BaSO4↓+2HNO3 Для реакции с твердыми солями берут соль менее сильной кислоты: 2HCl+K2CO3(т)=2KCl+H2O+CO2↑ г) кислоты реагируют с металлами. Взаимодействие кислот с металлами зависит от концентрации кислоты и активности металла. Разбавленные кислоты (кроме HNO3) реагируют c металлами, которые стоят в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, при этом выделяется водород. Например: Fe+H2SO4(разб.)=FeSO4+H2↑ Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ H2SO4 (конц.) при нагревании реагирует со всеми металлами (кроме Pt и Au), при этом водород не выделяется, с тяжелыми металлами (d>5) образуется сернистый газ – SO2, с более активными (легкими, d<5) металлами сероводород – H2S. Cu+2H2SO4(конц.)=CuSO4+SO2↑+2H2O 8Na+5H2SO4(конц.)=4Na2SO4+H2S↑+4H2O HNO3(конц.) с щелочными и щелочно-земельными металлами образует газ N2O – оксид азота (I), с другими тяжелыми металлами NO2 – оксид азота (IV), холодная HNO3 (конц.) не реагирует с Fe, Al, Cr, Pt, Au: 4Ca+10HNO3(конц.)=4Ca(NO3)2+N2O+5H2O Cu+4HNO3(конц.)=Cu(NO)2+2NO2+2H2O HNO3(разб.) с активными металлами, а также с Zn, Fe, Sn взаимодействует с выделением газа NH3 (аммиак) или образованием соли аммония NH3+HNO3=NH4NO3; с тяжелыми металлами (d>5) образует газ NO - оксид азота (II): 4Ca+10HNO3(разб.)=4Ca(NO3)2+NH4NO3+3H2O 3Cu+8HNO3(разб.)=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O H2CO3, H2SO3, CH3COOH – кислоты слабые, взаимодействуют только с активными металлами: 2CH3COOH+Mg=Mg(CH3COO)2+H2 Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды: Be(OH)2 Sn(OH)2 Al(OH)3 AlO(OH) Zn(OH)2 Pb(OH)2 Cr(OH)3 CrO(OH) Не образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды: M(OH)2=MO+H2O (M=Be, Zn, Sn, Pb) M(OH)3 И с к л ю ч е н и е: для железа (III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа (III) Fe(OH)3» не существует (не получен). Амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснóвных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов. Для элементов, имеющих несколько степеней окисления действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов). П р и м е р:
Методы получения Амфотерные гидроксиды получают: а) взаимодействием солей со щелочами в эквивалентных количествах: AlCl3+2NaOH=Al(OH)3+3HCl; б) действием сильной кислоты на соль, в которой металл, образующий амфотерный гидроксид, входит в состав аниона: 2Na[Al(OH)4]+H2SO4=2Al(OH)3+Na2SO4+2H2O Поскольку амфотерные гидроксиды растворяются в кислотах, необходимо действовать на соль эквивалентным количеством кислоты по отношению к металлу.
Химические свойства. Амфотерные гидроксиды а) взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, проявляя свойства оснований: 2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O; 2Fe(OH)3+3CO2=Fe2(CO3)3+3H2O; б) взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, проявляя свойства кислот: расплав Al(OH)3+KOH=KAlO2+2H2O раствор Al(OH)3+KOH=K[Al(OH)4] раствор Al(OH)3+3KOH=K3[Al(OH)6].
1.2.3 Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей соли, рассматриваемые здесь, называются кислородосодержащими солями, или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:
Средние Кислые Оснóвные Двойные
Средние соли содержат средние кислотные остатки CO32–, NO3–, PO43–, SO42– и др.; например, K2CO3, Mg(NO3)2, Cr2(SO4)3, Zn3(PO4)2. Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль K2CO3 можно получить, если взять реагенты в соотношениях: 2KOH и 1H2CO3, 1K2O и 1H2CO3, 2KOH и 1CO2 Реакции образования средних солей:
1) 1а) основной гидроксид+кислотный гидроксид→… 2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O Cu(OH)2+2HNO3=Cu(NO3)2+2H2O 1б) амфотерный гидроксид+кислотный гидроксид→… 2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O Zn(OH)2+2HNO3=Zn(NO3)2+2H2O 1в) основной гидроксид+амфотерный гидроксид→… NaOH+Al(OH)3=NaAlO2+2H2O (в расплаве) 2NaOH+Zn(OH)2=Na2ZnO2+2H2O (в расплаве)
2) 2а) основной оксид+кислотный гидроксид→… Na2O+H2SO4=Na2SO4+H2O CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O 2б) амфотерный оксид+кислотный гидроксид→… Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O 2в) основный оксид+амфотерный гидроксид→… Na2O+2Al(OH)3=2NaAlO2+3H2O (в расплаве) Na2O+Zn(OH)2=Na2ZnO2+H2O (в расплаве)
3) 3а) основный гидроксид+кислотный оксид→… 2NaOH+SO3=Na2SO4+H2O Ba(OH)2+CO2=BaCO3+H2O 3б) амфотерный гидроксид+кислотный оксид→… 2Al(OH)3+3SO3=Al2(SO4)3+3H2O Zn(OH)2+N2O5=Zn(NO3)2+H2O 3в) основной гидроксид+амфотерный оксид→… 2NaOH+Al2O3=2NaAlO2+H2O (в расплаве) 2NaOH+ZnO=Na2ZnO2+H2O (в расплаве)
4)
4а) оснóвный оксид+кислотный оксид→… Na2O+SO3=Na2SO4, BaO+CO2=BaCO3 4б) амфотерный оксид+кислотный оксид→… Al2O3+3SO3=Al2(SO4)3, ZnO+N2O5=Zn(NO3)2 4в) оснóвный оксид+амфотерный оксид→… Na2O+Al2O3=2NaAlO2, Na2O+ZnO=Na2ZnO2 Реакции 1в, если они протекают в растворе, сопровождаются образованием других продуктов – комплексных солей: NaOH(конц.)+Al(OH)3=Na[Al(OH)4] KOH(конц.)+Cr(OH)3=K3[Cr(OH)6] 2NaOH(конц.)+M(OH)2=Na2[M(OH)3] (M=Be, Zn) KOH(конц.)+M(OH)2=K[M(OH)3] (M=Sn, Pb) Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).
Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) и др., образуются при действии на оснóвные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды: NaOH+H2SO4 (конц.)=NaHSO4+H2O Ba(OH)2+2H3PO4(конц)=Ba(H2PO4)2+2H2O Zn(OH)2+H3PO4(конц)=ZnHPO4↓+2H2O PbSO4+H2SO4(конц)=Pb(HSO4)2 K2HPO4+H3PO4(конц)=2KH2PO4 Ca(OH)2+2EO2=Ca(HEO3)2 (E=C, S) Na2EO3+EO2+H2O=2NaHEO3 (E=C, S) При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние: NaHSO4+NaOH=Na2SO4+H2O Pb(HSO4)2+Pb(OH)2=2PbSO4↓+2H2O Ba(H2PO4)2 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (KHCO3=K++HCO3–).
Оснóвные соли содержат гидроксогруппы ОН–, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO3(OH), Ca2SO4(OH)2, Cu2CO3(OH)2, образуются при действии на кислотные гидроксиды и з б ы т к а оснóвного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице: Co(OH)2+HNO3=CoNO3(OH)↓+H2O 2Ni(OH)2+H2SO4=Ni2SO4(OH)2↓+2H2O 2Cu(OH)2+H2CO3=Cu2CO3(OH)2↓+2H2O Оснóвные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние: CoNO3(OH)+HNO3=Co(NO3)2+H2O Ni2SO4(OH)2+H2SO4=2NiSO4+2H2O Большинство оснóвных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами: 2MgCl2+H2O+2Na2CO3=Mg2CO3(OH)2↓+CO2↑+4NaCl
Двойные соли содержат два химически разных катиона; например CaMg(CO3)2, KAl(SO4)2, Fe(NH4)2(SO4)2, LiAl(SiO3)2. Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора: K2SO4+MgSO4+6H2O=K2Mg(SO4)2∙6H2O↓ Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.
Химические свойства солей Соли являются твердыми кристаллическими веществами. По растворимости в воде их подразделяют на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Соли вступают в реакции: а) гидролиза (обменное взаимодействие с водой). Гидролизу подвергаются соли, образованные: а) слабыми кислотами и сильными основаниями; б) слабыми основаниями и сильными кислотами; в) слабыми кислотами и слабыми основаниями. В зависимости от природы оснований и кислот, образующих соли, гидролиз протекает по-разному: Na2CO3+H2O 2CuSO4+2H2O Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S
б) с кислотами с образованием новой кислоты и новой соли: 2NaCl+H2SO4=Na2SO4+2HCl Ca3(PO4)2+3H3PO4=3CaHPO4 Ca3(PO4)2+4H3PO4=3Ca(H2PO4)2 AlOHCl2+HCl=AlCl3+H2O в) со щелочами, с образованием новой соли и нового основания: Al2(PO4)3+6NaOH=2Al(OH)3+3Na2PO4 2CaHPO4+Ca(OH)2=Ca3(PO4)2+2H2O Ca(H2PO4)2+Ca(OH)2=Ca3(PO4)2+4H2O г) с металлами с образованием новой соли и другого металла: CuSO4+Fe=FeSO4+Cu д) с другими солями с образованием новых солей: BaCl2+Na2CO3=BaCO3+2NaCl. Реакции взаимодействия между солями направлены в сторону образования малорастворимых или плоходиссоциирующих в воде солей.
1.2.4 Бинарные соединения – это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескис-лородных анионов (реальных или условных). Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду анионная. Примеры: а) галогениды: OF2, HF, KBr, PbI2, NH4Cl, BrF3, IF7 б) хальгогениды: H2S, Na2S, ZnS, As2S3, NH4HS, K2Se, NiSe в) нитриды: NH3, NH3∙H2O, Li3N, Mg3N2, AlN, Si3N4 г) карбиды: CH4, Be2C, Al4C3, Na2C2, CaC2, Fe3C, SiC д) силициды: Li4Si, Mg2Si, ThSi2 е) гидриды: LiH, CaH2, AlH3, SiH4 ж) пероксиды: H2O2, Na2O2, CaO2 з) надпероксиды: HO2, KO2, Ba(O2)2 По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают: ковалентные: OF2, IF7, H2S, P2S5, NH3, H2O2 ионные: NaI, K2Se, Mg3N2, CaC2, Na2O2, KO2 Встречаются д в о й н ы е (с двумя разными катионами) и с м е ш а н н ы е (с двумя разными анионами) бинарные соединения например KMgCl3, (FeCu)S2 и Pb(Cl)O, SCl2O2, AsOF3. Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных, также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например: [Cu(NH3)4]SO4 K4[Fe(CN)6] Na3[AlF6] [Ag(NH3)2]Cl K3[Fe(NCS)6] K2[SiF6] К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO)5] [Ni)CO)4]. По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).
Бескислородные кислоты содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н+ и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, HCl, HBr, HI, HCN и H2S, из них HF, HCN и H2S –слабые кислоты, а остальные – сильные. Примеры реакций солеобразования: 2HBr+ZnO=ZnBr2+H2O 2H2S+Ba(OH)2=Ba(HS)2+2H2O 2HI+Pb(OH)2=PbI2↓+2H2O Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами HCl, HBr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции): M+2HГ=МГ2+Н2↑ (М=Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) 2M+6НГ=2МГ3+3Н2↑ (M=Al, Ga)
Бескислородные соли образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH4+) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI2, Na2S, Ba(HS)2, NaCN, NH4Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей. Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F2, Cl2, Br2 и I2 (в общем виде Г2) и серой S (приведены реально протекающие реакции): 2M+Г2=2МГ (М=Li, Na, K, Rb, Cs, Ag) М+Г2=МГ2 (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Co) 2М+3Г2=2МГ3 (M=Al, Ga, Cr) 2М+S=M2S (M=Li, Na, K, Rb, Cs, Ag) M+S=MS (M=Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni) 2M+3S=M2S3 (M=Al, Ga, Cr) И с к л ю ч е н и е: а) Cu и Ni реагируют с галогенами Cl2 и Br2 (продукты MCl2, MBr2) б) Cr и Mn реагируют с Cl2, Br2 и I2 (продукты CrCl3, CrBr3, CrI3 и MnCl2, MnBr2, MnI2) в) Fe реагирует с F2 и Cl2 (продукты FeF3, FeCl3), с Br2 (смесь FeBr3 и FeBr2), с I2 (продукт FeI2) г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu2S и CuS.
Прочие бинарные соединения – все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей. Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции): а) галогениды: S+3F2=SF6, N2+3F2=2NF3 2P+5Г2=2РГ5 (Г=F, Cl, Br) C+2F2=CF4 Si+2Г2=SiГ4 (Г=F, Cl, Br, I) б) халькогениды: 2As+3S=As2S3 2E+5S=E2S5 (E=P, As) E+2S=ES2 (E=C, Si) в) нитриды: 3H2+N2↔2NH3 6M+N2=2M3N (M=Li, Na, K) 3M+N2=M3N2 (M=Be, Mg, Ca) 2Al+N2=2AlN 3Si+2N2=Si3N4 г) карбиды: 2M+2C=M2C2 (M=Li, Na) 2Be+C=Be2C M+2C=MC2 (M=Ca, Sr, Ba) 4Al+3C=Al4C3 Si+C=SiC д) силиниды: 4Li+Si=Li4Si 2M+Si=M2Si (M=Mg, Ca) е) гидриды: 2M+H2=2MN (M=Li, Na, K) M+H2=MN2 (M=Mg, Ca) ж) пероксиды, надпероксиды: 2Na+O2=Na2O2 (сгорание на воздухе) M+O2=MO2 (М=K, Rb, Cs; сгорание на воздухе) Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации): PCl2+4H2O=H3PO4+5HCl; SiBr4+2H2O=SiO2↓+4HBr; P2S5+8H2O=2H3PO4+5H2S↑; SiS2+2H2O=SiO2↓+2H2S; Mg3N2+8H2O=3Mg(OH)2↓+2(NH3∙H2O); Na3N+4H2O=3NaOH+NH4∙H2O Be2C+4H2O=2Be(OH)2↓+CH4↑ MC2+2H2O=M(OH)2+C2H2↑ (M=Ca, Sr, Ba) Al4C3+12H2O=4Al(OH)3↓+3CH4↑ MH+H2O=MOH+H2↑ (M=Li, Na, K) MgH2+2H2O=Mg(OH)2↓+H2↑ CaH2+2H2O=Ca(OH)2+H2↑ Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2 2MO2+2H2O=2MOH+H2O2+O2↑ (M=K, Rb, Cs) Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF6, NF3, CF4, CS2, AlN, Si3N4, SiC, Li4Si, Mg2Si и Ca2Si.
НОМЕНКЛАТУРА НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ Индивидуальные вещества Алебастр 2CaSO4 ∙ H2O Алюмогель 4Al2O3 ∙ H2O Барит едкий Ba(OH)2 Белила титановые TiO2 цинковые ZnO Бикарбонат NaHCO3 Газ веселящий N2O сернистый SO2 угарный CO углекислый CO2 Гипс жженый 2CaSO4 ∙ H2O Глинозем Al2O3 Золото муссивное SnS2 сусальное Au (фольга) Известь гашеная Ca(OH)2 негашеная CaO Кали едкое KOH Камень оловянный SnO2 синий CuSO4 ∙ 5H2O Карборунд SiC Каустик NaOH Квасцы жженые KAl(SO4)2 Кизельгур SiO2 Кремнезем SiO2 Крокус Fe2O3 Крон зеленый Cr2O3 свинцовый PbCrO4 Купорос белый ZnSO4 ∙ 7H2O зеленый FeSO4 ∙ 7H2O синий CuSO4 ∙ 5H2O Лазурь берлинская KFeIII[FeII(CN)6] Лед сухой CO2 (твердый) Магнезия жженая MgO Масло оловянное SnCl4 (жидкий) сурьмяное SbCl3 (жидкий) Мышьяк белый As2O3 Натр Na2O едкий NaOH Песок SiO2 Поташ K2CO3 Преципитат CaHPO4 ∙ 2H2O Сажа C ( графит, дисперсный) Селитра индийская KNO3 норвежскаяCa(NO3)2 ∙ 4H2O чилийская NaNO3 Силикагель SiO2 ∙ n H2O Синь турбуллева KFeIII[FeII(CN)6] Сода двууглекислая NaHCO3 кальцинированная Na2CO3 каустическая NaOH питьевая NaHCO3 стиральная Na2CO3 Соль английская MgSO4 ∙ 7H2O бертоллетова KClO3 глауберова Na2SO4 ∙ 10H2O горькая MgSO4 ∙ 7H2O желтая кровяная K4[Fe(CN)6] ∙ 3H2O золотая Na[AuCl4] ∙ 2H2O красная кровяная K3[Fe(CN)6] Мора Fe(NH4)2(SO4)2 ∙ 6H2O морская NaCl оловянная [Sn(H2O)Cl2] ∙ H2O пищевая NaCl поваренная NaCl Станиоль Sn (фольга) Сулема 2HgCl2 Суперфосфат двойной Ca(H2PO4)2 ∙ H2O Ферроцианид K3[Fe(CN)6] Ферроцианид K4[Fe(CN)6] ∙ 3H2O Фосген CCl2O Хромпик K2Cr2O7 Цвет серный S (порошок) Цементит Fe3C
Смеси, растворы Алунд – химически стойкий керамический материал на основе Al2O3 (огнеупорные тигли, трубки) Аммофос – смесь NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4 (минеральноеазотнофосфорное удобрение) Белила свинцовые – смесь PbCO3 и Pb(OH)2 Вода аммиачная – 25%-ный водный раствор NH3 баритовая – насыщенный водный раствор Ba(OH)2 бромная – насыщенный раствор Br2, содержит HBr2, HB2 (сильный окислитель) гипсовая – насыщенный водный раствор CaSO4 жавелевая – водный раствор KOH, насыщенный хлором Cl2, содержит KCl, KClO известковая – насыщенный водный раствор Ca(OH)2 иодная – раствор I2 в водном растворе KI, содержит KI ∙ I2, или K[I(I)2] лабарракова – водный раствор NaOH, насыщенный хлором Cl2, содержит NaCl, NaClO сероводородный – насыщенный раствор H2S хлорная – насыщенный раствор Cl2, содержит HCl, HClO (сильный окислитель) Водка царская – смеь 63%-ной HNO3 и 36%-ной HCl в объемном отношении 1:3 (сильный окислитель) Газ водяной – смесь CO и H2 генераторный – смесь CO, N2, CO2 гремучий – смесь H2 и O2 (объемное отношение 2:1) Глина белая – смесь каолинита Al4(Si4O10)(OH)8 и SiO2
Жидкость бордоская – раствор CuSO4 в известковом молоке Известка – смесь Ca(OH)2, SiO2, H2O Известь белильная – смесь Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2, H2O натронная – смесь CaO, Ca(OH)2, NaOH хлорная – смесь Ca(ClO)2, CaCl2, Ca(OH)2, H2O Каолин – смесь каолинита Al4(Si4O10)(OH)8 и SiO2 Кислота плавиковая – 40%-ный водный раствор HF серная дымящая – см. Олеум сероводородная – водный раствор H2S синильная – водный раствор HCN соляная – 36%-ный водный раствор HCl фтороводородная – водный раствор HF хлороводородная – водный раствор HCl Масло купоросное техническая 90%-ная H2SO4 Молоко известковое – суспензия Ca(OH)2 в известковой воде Наждак – смесь Al2O3 и (FeIIFe2III)O4 Олеум – раствор SO3 в безводной H2SO4, содержит H2S2O7 Охра – смесь Fe2O3, Al2O3, SiO2 Пергидроль – 30%-ный водный раствор H2O2 Смесь – хромовая – раствор K2Cr2O7 или CrO3 в 60%-ной H2SO4 Спирт нашатырный – 3-10% ный водный раствор NH3 Стекло жидкое – щелочной водный раствор Na2SiO3 и K2SiO3 растворимое – смесь Na2SiO3, K2SiO3, SiO2 Суперфосфат простой – смесь Ca(H2PO4)2 ∙ H2O, CaSO4 Термит – смесь порошков Al и (FeIIFe2III)O4 Углекислота – насыщенный водный раствор CO2 Щелок калийный – водный раствор KOH натровый – водный раствор NaOH Сплавы (элементный состав выражен массовой долей, %) Алюмель – на основе Ni, содержит Al 1,8 – 2,5, Mn 1,8 - 2,2, Si 0,85 – 2,0, иногда Fe 0,5 Амальгама – на основе Hg, содержит один из металлов IА-, IIА-, IБ- или IIБ- групп Баббит оловянный – Sn 82 – 84, Sb 10 – 12, Cu 6 свинцовый – Pb 80 – 82, Sb 16 – 18, Cu 2 Бронза – на основе Cu и Sn, содержит Al, Be, Pb, Cr, Si Дюраль (дуралюмин) - на основе Al, содержит Cu, Mg, Mn Инвар – Fe 63, Ni 36, Mn 0,5, C 0,5 Константан – Cu 60, Ni 40 Латунь – на основе Cu и Zn (до 50), содержит Al, Fe, Mn, Ni, Pb Манганин – Cu 83, Mn 13, Ni 4 Мельхиор – на основе Cu Ni (5 – 30), содержит Fe, Mn Монель-металл – на основе Ni и Cu (27 – 29), содержит Fe, Mn Нержавеющая сталь хромоникелевая – сталь, содержит Cr 18, Ni 9 хромистая – сталь, Cr 13 - 27 Никелин – на основе Cu и Ni (25 – 35), содержит Mn, Fe, Zn Нихром – Ni 65 – 80, Cr 15, содержит Si, Al Нойзильбер – Cu 82 – 20, Ni 5 - 35, Zn 13 - 45 Победит – WC ≈ 90, Co ≈ 10 Платинородий – Pt 90, Rh 10 Припой – Sn 30 – 70, Pb 70 - 30 Сплав Вуда – Bi 50, Pb 25, Sn 12,5, Cd 12,5 Сталь (обычная) – на основе Fe, содержит C 0,02 – 2,06 Хромель – на основе Ni, содержит Cr 9 – 10, Co 1 Чугун – на основе Fe,содержит C более (обычно 3,0 – 4,5), а также Mn, Si, S, P и др.
Минералогические названия
Далее приведены названия и состав распространенных минералов и горных пород. Минералогические названия не входят в химическую номенклатуру, но используются для обозначения химических реактивов (что не обязательно рекомендуется, но широко распространено, ввиду краткости в литературе). Устаревшие названия отмечены звездочкой (*). Названия драгоценных, полудрагоценных и поделочных камней выделены курсивом. Агат – полосчатый халцедон Аквамарин – берилл с примесью FeII,голубовато-зеленый Алебастр – мелкозернистый гипс Александрит – хризоберилл с примесью CrIII, зеленый при дневном и красный при искусственном освещении Алмаз C Аметист – кварц с примесями, фиолетовый Ангидрит |
Гидроксиды
(MgOH)++OH-; (MgOH)+ 
MO(OH) 
Соли
BaHPO4↓ 
NaHCO3+NaOH
