Strona główna

Rozdział 2 Klasyfikacja związków nieorganicznych


Pobieranie 39.59 Kb.
Data17.06.2016
Rozmiar39.59 Kb.
Rozdział 2

Klasyfikacja związków nieorganicznych

Związki nieorganiczne dzielimy na cztery podstawowe grupy: tlenki, wodorotlenki, kwasy i sole. W rozdziale tym wprowadzono, w sposób uproszczony, podstawowe zasady nomenklatury związków nieorganicznych, zgodnie z wytycznymi Międzynarodowej Unii Chemii Czystej i Stosowanej z roku 1971.


2.1. Tlenki

Tlenek jest to połączenie dowolnego pierwiastka chemicznego z tlenem (z wyjątkiem związków fluoru z tlenem, które są fluorkami).

Jeżeli dany pierwiastek tworzy jeden tlenek, to jego nazwa zawiera słowo tlenek i nazwę kationu w formie rzeczownikowej (drugi przypadek liczby pojedynczej), na przykład:

ZnO - tlenek cynku (nie cynkowy),

MgO - tlenek magnezu (nie magnezowy).

Jeżeli dany pierwiastek tworzy więcej niż jedno połączenie z tlenem, wówczas oprócz nazwy pierwiastka, w nawiasie podany jest jego stopień utlenienia (cyfrą rzymską). Na przykład:

SO2 - tlenek siarki(IV),

SO3 - tlenek siarki(VI),

CO2 - tlenek węgla(IV),

CO - tlenek węgla(II).

Ze względu na właściwości chemiczne, tlenki można podzielić na: tlenki kwasowe, zasadowe, amfoteryczne. Tlenki nie dające się zaszeregować do żadnej z wymienionych grup, określa się jako tlenki obojętne.

Tlenek kwasowy (bezwodnik kwasowy) w bezpośredniej reakcji z wodą (lub pośrednio) tworzy odpowiedni kwas. Tlenek zasadowy (bezwodnik zasadowy) w bezpośredniej reakcji z wodą (lub pośrednio) tworzy odpowiedni wodorotlenek. Tlenek amfoteryczny wykazuje zarówno właściwości tlenku kwasowego, jak i zasadowego, w zależności od środowiska reakcji.

Poniżej w tabeli 2.1 przedstawiono przykłady tych tlenków.

Tabela 2.1. Podział tlenków ze względu na ich właściwości chemiczne



tlenki zasadowe

tlenki kwasowe

tlenki amfoteryczne

tlenki obojętne

Na2O

SO3

Al2O3

NO

CaO

CO2

ZnO

CO

MgO

N2O3

As2O3

H2O


2.2. Wodorotlenki

Ogólny wzór wodorotlenku można zapisać jako Me(OH), gdzie Me jest metalem na stopniu utlenienia +n. Dysocjuje on na kation metalu i jony wodorotlenkowe (nie wodorotlenowe):

Me(OH)n = Me n+ + n OH-

Uwaga: ładunek jonu podaje się, pisząc najpierw cyfrę oznaczającą stopień utlenienia a następnie jego znak, a nie odwrotnie.

Niektóre wodorotlenki możemy otrzymać w wyniku bezpośredniej reakcji tlenku metalu z wodą. Dotyczy to wyłącznie tlenków litowców (nie należy używać nazwy "metale alkaliczne") i berylowców, za wyjątkiem berylu (nie należy używać ani nazwy "metale ziem alkalicznych", ani "wapniowce").

Na przykład:

Na2O + H2O = 2NaOH wodorotlenek sodu (a nie zasada sodowa),

CaO + H2O = Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia.

Każdemu tlenkowi zasadowemu (a zatem także tlenkowi amfoterycznemu) można przypisać odpowiedni wodorotlenek, na przykład:

MgO – Mg(OH)2 wodorotlenek magnezu,

Al2O3 – Al(OH)3 wodorotlenek glinu.

Nazwę wodorotlenku tworzymy, podobnie jak w przypadku tlenku, to znaczy do słowa wodorotlenek dodajemy nazwę kationu w formie rzeczownikowej.

Jeżeli dany pierwiastek tworzy więcej niż jeden wodorotlenek, w nazwie musimy dodatkowo podać stopień utlenienia pierwiastka (cyfrą rzymską). Na przykład :

Fe(OH)2 - wodorotlenek żelaza(II),

Fe(OH)3 - wodorotlenek żelaza(III).

2.3. Kwasy

Kwasy dzielimy na dwie zasadnicze grupy:

- kwasy tlenowe,

- kwasy beztlenowe.

Przykładami kwasów beztlenowych są:

HF - kwas fluorowodorowy,

HCl - kwas chlorowodorowy (nazwa tradycyjna "kwas solny"),

HBr - kwas bromowodorowy,

HI - kwas jodowodorowy (uwaga: jod ma symbol I, a nie J),

HCN - kwas cyjanowodorowy,

H2S - kwas siarkowodorowy.

Pierwsze cztery wymienione powyżej kwasy są roztworami wodnymi połączeń fluorowców (a nie chlorowców) z wodorem. Ściśle biorąc powinniśmy wzory kwasów beztlenowych pisać z dolnym indeksem aq. (od łacińskiego słowa aqua - woda), ponieważ wzory tych kwasów i połączeń pierwiastków, wchodzących w skład cząsteczki kwasu, z wodorem są identyczne. Na przykład H2S jest wzorem siarkowodoru (siarczku wodoru), jak również wzorem kwasu siarkowodorowego.

Przykłady kwasów tlenowych :

H2CO3 - kwas węglowy,

H2SO4 - kwas siarkowy(IV),

H2SO4 - kwas siarkowy(VI),

HNO2 - kwas azotowy(III),

HNO3 - kwas azotowy(V),

HClO - kwas chlorowy(I),

HClO4 - kwas chlorowy(VII).

Obecnie w nazwach kwasów wyeliminowano przedrostki nad- i pod- oraz przyrostek -awy, obowiązuje jedynie przyrostek -owy i podany jest liczbą rzymską stopień utlenienia atomu niemetalu w reszcie kwasowej (w przypadku gdy dany pierwiastek tworzy więcej niż jeden bezwodnik kwasowy).

2.4. Sole

Sole są to związki metali z resztą kwasową. Sposoby otrzymywania soli można przedstawić w sposób schematyczny następującymi reakcjami:

a) metal + kwas = sól + wodór,

b) tlenek metalu + kwas = sól + woda,

c) wodorotlenek + kwas = sól + woda (tzw. reakcja zobojętniania),

d) wodorotlenek + sól = nowa sól + nowy wodorotlenek (warunkiem zajścia tej reakcji jest

wytrącenie się jednego produktu w formie osadu),

e) tlenek metalu + tlenek niemetalu = sól,

f) tlenek niemetalu + zasada = sól + woda,

g) kwas + sól = nowy kwas i nowa sól,

h) metal + niemetal = sól (tak można otrzymać tylko sole kwasów beztlenowych),

Konsekwencją podziału kwasów na tlenowe i beztlenowe jest podział soli na sole kwasów tlenowych i sole kwasów beztlenowych.

Sole kwasów beztlenowych (wybrane przykłady):

NaCl - chlorek sodu,

NaI - jodek sodu,

KBr - bromek potasu,

K2S - siarczek potasu.

Sole kwasów tlenowych (wybrane przykłady):

CaCO3 - węglan wapnia,

NaNO2 - azotan(III) sodu,

KNO3 - azotan(V) potasu,

NaClO - chloran(I) sodu,

NaClO2 - chloran(III) sodu,

NaClO3 - chloran(V) sodu,

CuSO4 - siarczan(VI) miedzi(II).

Nazwa soli skalda się zawsze z dwóch wyrazów: pierwszy z nich określa nazwę reszty kwasowej, natomiast drugi określa nazwę kationu metalu wchodzącego w skład soli. Sole kwasów beztlenowych mają końcówki ek, sole kwasów tlenowych natomiast wyłącznie końcówki -an (nie używa się ani przedrostków nad-, pod- ani końcówki -yn lub -in). W nazwie soli konieczne jest podanie stopnia utlenienia niemetalu w reszcie kwasowej i kationu metalu wchodzącego w skład soli.

Sole można podzielić na:

- sole obojętne,

- wodorosole,

- hydroksosole.

Sole obojętne powstają w reakcji zobojętniania, w której następuje całkowite podstawienie kationów wodoru w kwasie przez jony metalu pochodzące z wodorotlenku. Np. w reakcji :

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O

powstaje obojętny siarczan(VI) sodu.

Jeżeli zamiast dwóch moli w reakcji bierze udział jeden mol wodorotlenku sodu, to nastąpi niecałkowite zastąpienie jonów wodoru w kwasie, zgodnie z równaniem:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

i utworzy się wodorosiarczan(VI) sodu.

W cząsteczkach wodorosoli, oprócz metalu i reszty kwasowej, znajdują się kationy wodoru (wodorosole mogą tworzyć tylko te kwasy, które zawierają dwa lub więcej jonów wodoru zdolnych do odszczepienia się w procesie dysocjacji elektrolitycznej).

Wodorosole (wybrane przykłady):

KHCO3 - wodorowęglan potasu,

Mg(HCO3)2 - wodorowęglan magnezu,

KHSO4 - wodorosiarczan(VI) potasu,

CaHPO4 - wodorofosforan(V) wapnia,

NaH2PO4 - dwuwodorofosforan(V) sodu.

Hydroksosole (wodorotlenosole) są solami, które powstają w reakcji zobojętniania, przy czym następuje niecałkowite podstawienie grup wodorotlenkowych w cząsteczce wodorotlenku przez resztę kwasową.

Na przykład:

Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O

lub

Al(OH)3 + 2 HCl = 2Al(OH)Cl2 + 2 H2O



W cząsteczkach tych soli oprócz kationu metalu i reszty kwasowej znajdują się także grupy OH- (sole te mogą powstawać w reakcji zobojętniania wodorotlenków zawierających więcej niż jedną grupę OH-).

Hydroksosole (wybrane przykłady):

CaCl(OH) - chlorek wodorotlenek wapnia,

MgCl(OH) - chlorek wodorotlenek magnezu,

Al(OH)2Cl - chlorek dwuwodorotlenek glinu,

Al(OH)Cl2 - dwuchlorek wodorotlenek glinu.

W nazwach tych soli nazwy anionów piszemy w porządku alfabetycznym, który może być inny niż we wzorach.

W nazwach zarówno wodorosoli, jak i hydroksosoli uwzględnia się ilość pozostających w soli kationów wodoru lub grup wodorotlenkowych.









©snauka.pl 2016
wyślij wiadomość