Химия : классификация и свойства неорганических соединений

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РФ 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ АВТОНОМНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ  
ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ  
«НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «МИСиС» 

 

 
 
 

 

 

 

 
 

 

№ 2084 

Кафедра общей и неорганической химии

И.Н. Чижова 
В.Г. Лобанова 
 

Химия 

Классификация и свойства  
неорганических соединений 

Учебно-методическое пособие 

Под редакцией профессора В.И. Деляна 

Рекомендовано редакционно-издательским 
советом университета 

Москва  2012 

УДК 546 
 
Ч-59 

Р е ц е н з е н т  
канд. хим. наук В.А. Филичкина 

Чижова, И.Н. 
Ч-59  
Химия : классификация и свойства неорганических соединений : учеб.-метод. пособие / И.Н. Чижова, В.Г. Лобанова ; 
под ред. В.И. Деляна. – М. : Изд. Дом МИСиС, 2012. – 48 с. 
ISBN 978-5-87623-642-5 

Рассмотрены номенклатура, классификация и химические свойства основных классов неорганических соединений. 
Пособие может быть использовано как для самостоятельной работы студентов, так и на дополнительных занятиях по освоению базовых знаний 
школьного курса химии. 
Предназначено для студентов всех институтов. 

УДК 546 

ISBN 978-5-87623-642-5 
© И.Н. Чижова, 
В.Г. Лобанова, 2012 

ОГЛАВЛЕНИЕ 

Предисловие........................................................................................................... 4 
1. Понятие о веществе........................................................................................... 5 
2. Классификация веществ.................................................................................... 9 
3. Составление формул веществ  и их номенклатура ...................................... 12 
3.1. Валентность и степень окисления.......................................................... 12 
3.2. Оксиды: составление формул, названия, графические формулы....... 13 
3.3. Гидроксиды .............................................................................................. 16 
3.3.1. Основания: составление формул, названия,  
графические формулы ................................................................................ 16 
3.3.2. Кислоты: названия, графические формулы.................................... 16 
3.4. Соли: составление формул, номенклатура, графические формулы ... 19 
4. Оксиды.............................................................................................................. 22 
4.1. Классификация оксидов.......................................................................... 22 
4.2. Химические свойства оксидов................................................................ 24 
4.3. Методы получения оксидов.................................................................... 25 
5. Гидроксиды ...................................................................................................... 27 
5.1. Основания................................................................................................. 27 
5.1.1. Классификация оснований............................................................... 27 
5.1.2. Химические свойства оснований .................................................... 28 
5.1.3. Методы получения оcнований......................................................... 29 
5.2. Кислоты..................................................................................................... 29 
5.2.1. Классификация кислот ..................................................................... 29 
5.2.2. Химические свойства кислот........................................................... 30 
5.2.3. Методы получения кислот ............................................................... 31 
5.3. Амфотерные гидроксиды. Химические свойства................................. 31 
6. Соли................................................................................................................... 33 
6.1. Классификация солей.............................................................................. 33 
6.2. Химические свойства солей.................................................................... 34 
6.3. Методы получения солей........................................................................ 35 
7. Упражнения...................................................................................................... 37 
7.1. Оксиды...................................................................................................... 37 
7.2. Гидроксиды .............................................................................................. 38 
7.3. Соли........................................................................................................... 40 
7.4. Смешанные задачи................................................................................... 41 
Приложения.......................................................................................................... 43 
 

ПРЕДИСЛОВИЕ 

Настоящее пособие предназначено для повторения студентами 
школьного материала по теме «Классификация и свойства неорганических соединений» с целью дальнейшей адаптации к изучению вузовского курса химии. Пособие может быть использовано как для 
самостоятельной работы, так и на дополнительных занятиях в группах по освоению базовых знаний школьного курса химии. 
Тема «Классификация и свойства неорганических соединений» 
является 
ключевой 
для 
успешного 
изучения 
студентамипервокурсниками курса общей и неорганической химии в вузе. Приступая к изучению этого курса, студенты должны уметь составлять 
формулы химических соединений по их названию, пользуясь понятиями валентности и степени окисления элементов; по формуле вещества представлять себе его функциональные особенности, т.е. в 
какие химические реакции способно вступать данное вещество. Составление уравнений химических реакций, расчеты по этим уравнениям, расчет концентраций растворов – все эти вопросы требуют 
знания основных классов неорганических соединений, их номенклатуры и химических особенностей. Важным также является вопрос о 
том, как связаны между собой представители различных классов неорганических соединений. 

1. ПОНЯТИЕ О ВЕЩЕСТВЕ 

Химия – наука о веществах и их превращениях. 
Вещество – вид материи, обладающей определенными физическими и химическими свойствами; состав вещества может быть выражен химической формулой. Все вещества состоят из мельчайших 
частиц – атомов, молекул, ионов. 
Атом – мельчайшая электронейтральная частица вещества, неделимая далее химическим путем. Согласно современным представлениям атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной 
оболочки. В ядре сосредоточена вся масса атома, оно состоит из элементарных частиц – протонов и нейтронов. Электронная оболочка 
атома представляет собой совокупность электронов, перемещающихся в некотором объеме пространства, центром которого является ядро. Она определяет химические свойства атома. Основные характеристики (масса и заряд) наиболее важных элементарных частиц (протона, нейтрона и электрона) приведены в табл. 1.1. 

Таблица 1.1 

Основные характеристики элементарных частиц 

Частица 
Символ1 
Масса2, а.е.м. 
Масса, г 
Заряд3 

Протон 
1
1 p  
1,0073 
1,67 · 10-24 
+1 

Нейтрон 

1
0n  
1,0087 
1,67 · 10-24 
0 

Электрон 
ē 
0,00055 
9,1 · 10-28 
–1 

 
1 Верхний индекс обозначает массовое число, нижний – заряд. 
2 За 1 а.е.м. принята 1/12 массы атома изотопа 12С. 
3 Элементарный заряд ē = 1,602 · 10-19 Кл. 

Протон 1

1 p  – положительно заряженная частица с величиной заряда, равной одному элементарному заряду ē, и массой, равной 
1 а.е.м. 
Нейтрон 1

0n  – электронейтральная частица с массой, приблизительно равной массе протона. 
Электрон – элементарная частица практически без массы (масса 
электрона в 1837 раз меньше чем 1 а.е.м.), имеющая единичный отрицательный заряд (элементарный заряд ē = 1,6·10–19 Кл). 
Заряд ядра атома (Z) определяется числом протонов, а следовательно, положителен, и является основной характеристикой элемен

та. Число электронов в электронной оболочке атома равно числу 
протонов в ядре, так как атом электронейтрален. Размер электронной 
оболочки в несколько тысяч раз превышает размеры ядра (диаметр 
ядра ~ 10–12 см, а диаметр атома ~ 10–8 см). 
Вид атомов с одинаковым зарядом ядра Z называется химическим элементом. В настоящее время открыто около 110 видов атомов, которые размещены в Периодической системе элементов 
Д.И. Менделеева в соответствии с их химическими свойствами. Каждый химический элемент имеет свой символ, образованный от латинского названия химического элемента. 
Например, H (Hydrogenium) – водород, S (Sulfur) – сера, Fe (Ferrum) – железо и т.д. Некоторые символы состоят из одной начальной 
буквы латинского названия, а некоторые – из двух. В Периодической 
системе каждому элементу отведена своя клеточка, в которой указан 
символ элемента, его латинское и/или русское название, порядковый 
номер Z и относительная атомная масса (Ar) (см. далее). Порядковый 
номер элемента в Периодической системе совпадает с зарядом ядра 
атома, т.е. с числом протонов. 
Существует большое число вариантов Периодической таблицы, 
но наиболее распространены клеточные варианты с короткими 
(8 групп) и длинными (18 групп) периодами. В Приложении 1 представлен современный длиннопериодный вариант Периодической 
системы, а в Приложении 2 – короткопериодный. Элементы располагаются в таблице в порядке возрастания заряда ядра атома. Вертикальные ряды элементов называются группами, горизонтальные – 
периодами. 
Электроны, движущиеся в пространстве около ядра, обладают 
разной энергией и распределяются по энергетическим уровням. 
Периоды объединяют элементы с одинаковым числом энергетических уровней. Номер периода показывает число энергетических 
уровней. Каждый период начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. В периоде происходит постепенное 
изменение свойств от типично металлических к типично неметаллическим. 
Группы объединяют элементы, имеющие одинаковое строение 
внешних электронных оболочек. Элементы, расположенные в одной 
группе (электронные аналоги), проявляют сходные химические свойства. Так, первая группа (IA подгруппа в короткопериодном варианте) Периодической системы объединяет так называемые щелочные 
металлы, которые названы так потому, что большинство их соеди

нений растворимо. Щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) – серебристо-белые, мягкие (режутся ножом), легкоплавкие и химически 
очень активные. Активность металлов сверху вниз по группе растет. 
На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится 
один электрон. 
Вторая группа (IIА подгруппа в короткопериодном варианте) содержит Be Mg, а также щелочноземельные элементы: Ca, Sr, Ba, Ra, 
которые также способны взаимодействовать с водой с образованием 
водорода и щелочи. 
В 16-ю группу (VIA подгруппу) входят элементы O, S, Se, Te, Po. 
Первые четыре элемента, имеющие неметаллический характер, объединяют общим названием «халькогены», что означает «рождающие 
медные руды» (греч.). В природе халькогены (за исключением кислорода) встречаются в виде соединений с медью. Сверху вниз по 
группе наблюдается переход от типичного неметалла (кислород) к 
металлическому полонию. 
Элементы 17-й группы (VIIA подгруппы) – F, Cl, Br, I, At – называются галогенами (греч. рождающие соли). Все галогены (кроме 
At) проявляют неметаллические свойства. 
Элементы 18-й группы (VIIIA подгруппы) – He, Ne, Ar, Kr, Xe, 
Rn – называют инертными (благородными) газами. Благородные газы имеют устойчивую электронную оболочку и, как следствие, низкую химическую активность. 
Атомы и молекулы – очень маленькие частицы, поэтому измерять их массу в граммах или килограммах неудобно. Для удобства 
химическое сообщество пользуется атомной единицей массы (а.е.м.), которая равна 1/12 массы атома изотопа углерода-12: 

 
1 а.е.м. = 1,67 · 10–27 кг. 

Относительная атомная масса (Ar) выражается в атомных единицах массы и показывает, во сколько раз масса атома больше, чем 
1 а.е.м. 
Например, химический элемент фосфор (Phosphorus) обозначается 
символом P, имеет порядковый номер Z = 15 и относительную атомную массу Ar = 30,97 (обычно в расчетах ее округляют до 31). 
Молекула – мельчайшая электронейтральная частица вещества, 
способная существовать самостоятельно и обладающая его химическими свойствами.  
Относительная молекулярная масса (Mr) показывает, во сколько раз масса молекулы больше, чем 1 а.е.м. 

Молекула состоит из атомов. Качественный и количественный состав молекулы выражается молекулярной формулой. По формуле 
вещества мы можем узнать: 
– из атомов каких именно элементов состоит молекула; 
– сколько атомов каждого элемента входит в состав молекулы (индекс внизу символа элемента указывает число его атомов в молекуле); 
– к какому классу неорганических соединений относится данное 
вещество (т.е. охарактеризовать его химические свойства). 
Мы можем дать название химическому соединению в соответствии с правилами, определяемыми Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) и рассчитать относительную 
молекулярную массу вещества Mr как сумму относительных атомных 
масс Ar всех атомов, входящих в состав молекулы, с учетом числа 
атомов каждого элемента в формуле. При расчете Mr все относительные атомные массы принято округлять до целых чисел, кроме относительной атомной массы хлора, для которого Ar(Cl) = 35,5. 
Например, молекула Na2SO4 состоит из двух атомов натрия, одного атома серы и четырех атомов кислорода; относится к классу солей; название соли – сульфат натрия. Относительная молекулярная 
масса Mr(Na2SO4) = 2 · 23 + 32 + 4 · 16 = 142. 
Ионы – положительно (катионы) или отрицательно (анионы) заряженные частицы. 
Ионы могут быть простыми, например, Cl– (состоять из одного атома) или сложными, например SO4
2– (состоять из нескольких атомов). 
С помощью химических формул можно составить уравнение, 
компактно описывающее химическую реакцию (процесс взаимодействия веществ, приводящий к образованию новых соединений). 
Такое уравнение, отражающее количественное соотношение между 
участниками реакции, называют химическим уравнением. При этом 
вещества, вступающие в химическую реакцию, называют реагентами (исходными веществами), а соединения, образующиеся в результате реакции, – продуктами реакции. 

2. КЛАССИФИКАЦИЯ ВЕЩЕСТВ 

Многочисленные неорганические соединения весьма разнообразны по своему составу и химическим свойствам. 
Все химические вещества можно разделить на две большие группы (рис. 2.1): простые и сложные. 

 

Рис. 2.1. Классификация веществ 

1. Простые вещества – это вещества, молекулы которых состоят 
из атомов одного химического элемента: N2, Zn, P4, S8, O2, O3 и др. 
Один и тот же элемент может образовывать несколько простых веществ (аллотропных модификаций). Так, элемент кислород образует два простых вещества: кислород О2 и озон О3. 
По способности притягивать к себе свои и чужие электроны простые вещества условно делят на металлы и неметаллы. 
Металлы – это, как правило, твердые кристаллические вещества 
(кроме ртути Hg) с характерным металлическим блеском, ковкие, 
пластичные, хорошо проводящие тепло и электрический ток. Атомы 
большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат 

небольшое число электронов, которые легко теряют в химических 
реакциях. Неметаллы – это в основном газы (H2, O2, N2, Не и т.д.) 
или жидкости (Br2), а также твердые вещества (S, P и т.д.), не обладающие заметной электропроводностью. 
Количественно способность атома притягивать электроны характеризует величина, называемая электроотрицательностью (ЭО). 
Так, например, ЭО атома лития близка к единице (ЭОLi = 0,98). Самая высокая ЭО у атома фтора (ЭОF = 3,98). Чем выше ЭО элемента, 
тем более склонен атом притягивать к себе электроны. Если мысленно провести диагональ от B к At, то наиболее электроотрицательные 
элементы располагаются в правом верхнем углу Периодической системы в главных подгруппах, т.е. соседствуют с фтором. Этим элементам присущи неметаллические свойства – N, O, S, P, Cl, Br и т.д. 
Чем ближе к фтору расположен химический элемент в таблице, тем 
более неметаллическими свойствами он обладает. Неметаллы могут 
присоединять к себе электроны, образуя отрицательно заряженные 
частицы – анионы (S–2, Cl–). Максимальное число притянутых атомом элемента электронов равно разности: 8 – № группы (номер 
группы соответствует короткопериодному варианту Периодической 
системы). Неметаллы могут также терять электроны, но этот процесс 
происходит труднее, чем присоединение. 
Металлы, наоборот, легко теряют электроны, образуя положительно заряженные частицы – катионы (Na+, Zn2+, Al3+). Максимальное число потерянных электронов равно номеру группы Периодической системы, в которой находится элемент. 
2. Сложные вещества – это вещества, молекулы которых состоят 
из атомов двух и более элементов, например H2O, H2SO4, NaOH, 
AlCl3 и т.д.). 
В свою очередь, сложные вещества разделяют на неорганические 
(минеральные) и органические (химия соединений углерода). 
Неорганические соединения классифицируются как по составу, 
так и по функциональным признакам. 
По составу они подразделяются на двухэлементные (бинарные) и 
многоэлементные соединения. 
Бинарные соединения состоят из атомов двух элементов. К ним 
относятся соединения элементов: 
• с кислородом (оксиды: FeO, SO2, SnO2); 
• водородом (гидриды: LiH, BeH2, PH3, H2Te); 
• галогенами (галогениды: фториды – NaF, AlF3; хлориды – CaCl2, 
PCl5; бромиды – CuBr2; иодиды – PbI2, AgI); 

• халькогенами (халькогениды: сульфиды – HgS, As2S3; селениды – Cu2Se; теллуриды – Ag2Te); 
• азотом (нитриды: TiN); 
• фосфором (фосфиды: Cd3P2); 
• углеродом (карбиды: Be2C); 
• кремнием (силициды: Mg2Si) и т.д. 
К многоэлементным соединениям относятся гидроксиды, соли, 
комплексные соединения (они изучаются в курсе химии высшей 
школы), гидраты и кристаллогидраты. 
Гидраты – это продукты присоединения воды к молекулам, атомам или ионам. Гидраты могут быть газообразными, жидкими и 
твердыми. В растворе образуются устойчивые гидраты катионов 
многих металлов, например, [Al(H2O)6]3+. Твердые гидраты называют 
кристаллогидратами (например, медный купорос CuSO4 · 5H2O).