Основные классы неорганических соединений и типы химических реакций (стр. 2 из 4)
| Название кислоты | Формула | Названия соответствующих солейнормативных солей |
| Азотная | HNO3 | Нитраты |
| Азотистая | HNO2 | Нитриты |
| Алюминиевая | H3AlO3 | Алюминаты |
| Борная (ортоборная) | Н3ВО3 | Бораты (ортобораты) |
| Бромоводород | НВr | Бромиды |
| Иодоводород | HI | Иодиды |
| Кремниевая | H2SiО3 | Силикаты |
| Марганцовая | HMnO4 | Перманганаты |
| Метафосфорная | НРО3 | Метафосфаты |
| Мышьяковая | H3AsO4 | Арсенаты |
| Мышьяковистая | H3AsO3 | Арсениты |
| Ортофосфорная | Н3РО4 | Ортофосфаты (фосфаты) |
| Двуфосфорная (пирофосфорная) | H4P2O7 | Дифосфаты (пирофосфаты)фаты) |
| Серная | H2SO4 | Сульфаты |
| Сернистая | H2SO3 | Сульфиты |
| Угольная | Н2СО3 | Карбонаты |
| Фосфористая | H3PO4 | Фосфиты |
| Фтороводород (плавиковая кислота) | HF | Фториды |
| Хлороводород (соляная кислота) | HCl | Хлориды |
| Хлорная | HСlO4 | Перхлораты |
| Хлорноватая | HСlO3 | Хлораты |
| Хлористая | НClO2 | Хлориты |
| Хлорноватистая | HClO | Гипохлориты |
| Хромовая | H2CrO4 | Хроматы |
| Циановодородная (синильная кислота)слота) | HCN | Цианиды |
Основные типы химических реакций
Среди разнообразных химических реакций можно выделить два типа, существенно отличающихся друг от друга. К первому типу реакций относятся те, в ходе которых степень окисления элементов, входящих в соединение, не изменяется. Образование новых молекул в таких реакциях происходит лишь в результате перегруппировки атомов или ионов.
а) Реакции обмена типа AB + ДC = AД + BC (чаще в растворе)
(например, BaCl2+K2SO4=BaSO4 +2KCl);
б) некоторые реакции соединения (CaO+H2O=Ca(OH)2);
в) некоторые реакции разложения (CaCO3=CaO+CO2).
Легко установить, что в ходе указанных реакций степень окисления элементов не изменяется.
Сюда же относятся реакции нейтрализации кислот с основаниями:
H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O;
2H2SO4 + Ca(OH)2 = Ca(HSO4)2 + 2H2O.
Гидролиз солей: CuSO4 + 2H2O = Cu(OH)2 + H2SO4.
Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Реакции, протекающие с выделением энергии (в виде тепла) называются экзотермическими, а реакции, при которых энергия (тепло) поглощается - эндотермическими.
Реакции, протекающие в гомогенной системе, называются гомогенными, в гетерогенной системе - гетерогенными.
Системой принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной - система, состоящая из нескольких фаз. (Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком).
Гомогенная система: NaOH + H2SO4=NaHSO4 + H2O (во всем объеме)
Гетерогенная реакция: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (на поверхности металла).
Степень окисления и валентность
Ранее было показано, что при образовании ковалентной связи электронные пары располагаются симметрично относительно ядер взаимодействующих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут.
При образовании ионных связей валентные электроны переходят от менее электроотрицательных (ЭО) к более электроотрицательным атомам, в результате чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных или присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны лишь частично смещаются к более ЭО атому, при этом на взаимодействующих атомах возникают электрические заряды, но их величины не являются целочисленными. Например, в молекуле HCl на водороде существует положительный, а на Cl - отрицательный заряды, но их величины меньше 1.
В практических целях (при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций) заряды на атомах в молекулах с полярными связями удобно представлять в виде целых чисел, равных таким зарядам, которые возникли бы на атомах, если бы валентные электроны полностью переходили к более электроотрицательным атомам, т.е. если бы связи были полностью ионными. Такие величины зарядов получили название степеней окисления. Степень окисления любого элемента в простом веществе всегда равна 0.
В молекулах сложных веществ некоторые элементы всегда имеют постоянную степень окисления. Для большинства элементов характерны переменные степени окисления, различающиеся как знаком, так и величиной, в зависимости от состава молекулы.
У щелочных металлов, а также у металлов главной подгруппы второй группы степень окисления во всех соединениях равна соответственно +1 и +2. Постоянную степень окисления, равную -1, имеет фтор. Кислород, как правило, имеет степень окисления -2. У водорода в соединениях с неметаллами степень окисления +1, в гидридах металлов - -1. Для того, чтобы отличить значения степени окисления от зарядов ионов в первом случае знак ставится перед цифрой, во втором - после цифры. Например, Н+1Cl-1, но Na1+Cl1-.
Часто степень окисления (СО) равна валентности и отличается от нее только знаком. Но встречаются соединения, в которых степень окисления элемента не равна его валентности. Как уже отмечалось, в простых веществах СО элемента всегда равна нулю независимо от его валентности. В таблице сопоставлены валентности и степени окисления некоторых элементов в различных соединениях.
| соединение | элемент | валентность | схема | степень окисления |
| О2 | кислород | 2 | О=О | 0 |
| Н2О |  | 21 |   ОН  Н | -2+1 |
| Н2О2 | | 21 | Н→О – О←Н | -1+1 |
| N2 | азот | 3 | N≡N | 0 |
   NH3 |  | 31 | HN HH | -3+1 |
   NF3 |  | 31 | F N F F | +3-1 |
    N2H4 (гидразин) |  | 31 | H HN—N H H | -2+1 |
    NH2OH (гидроксил-амин) |  | 321 | HN O H H | -1-2+1 |
Определение степени окисления элемента в какой либо молекуле сводится к простой арифметической операции, так как сумма степеней окисления атомов всех элементов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить степень окисления фосфора в фосфорной кислоте Н3РО4. Поскольку у кислорода СО – -2 , а у водорода - +1, то для нулевой суммы у фосфора степень окисления должна быть равна 5:
[3(+1)+1(+5)+4(-2)=0].
Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций
Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень окисления у атомов или ионов изменяется. Например, это реакция
Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑.
В ней участвуют атомы цинка, водорода и хлора; измененная в ходе реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а ионов водорода – понижается от +1 до 0.
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.
Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.
Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель окисляется.
Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.
Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить электроны, называется окислителем. В процессе присоединения электронов окислитель восстанавливается.
Известно, что атомы металлов имеют на внешнем энергетическом уровне мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов) склонны присоединять электроны и восстанавливаться, следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами восстанавливаются).
Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.