Реферат на тему классификация веществ

Обновлено: 19.05.2024

Химические вещества можно разделить на две неравные группы: простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О2, P4).

Сложные вещества состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H3PO4).

Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ) расположены либо в главной подгруппе, либо в побочной. В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к какой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например , в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии, элемент номер 31, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ. К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ. Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.


Основные классы сложных веществ — это оксиды, гидроксиды, соли.


Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2 . Например, оксид лития Li2O, оксид железа (II) FeO.

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 , а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO .

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO .

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например , магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe2O3.

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл . Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды:

основному оксиду соответствует гидроксид основание ,

кислотному оксиду соответствует гидроксид кислота ,

амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид .

Например , оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH)2.

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H2CrO4, и кислотный остаток хромат-ион CrO4 2- .

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например : N2O5 + H2O → H2N2O6, делим на 2, получаем HNO3. Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например : оксид P2O5, мета-форма: HPO3. Добавляем воду, орто-форма: H3PO4. Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

Оксид хрома (III) — Cr2O3 — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH)3 = HCrO2, кислотный остаток хромит: CrO2 — .

Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:

Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH — .

Основания можно разделить на растворимые в воде ( щелочи ), нерастворимые в воде, и разлагающиеся в воде .


К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:

2AgOH → Ag2O + H2O

2CuOH → Cu2O + H2O

Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH ) , с двумя – двухкислотные (Ca(OH)2) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH)3) .


Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H3O + (H + ). Кислоты состоят из водорода H + и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы: одноосновные (HNO3), двухосновные (H2SO4), трехосновные (H3PO4) и т.д.


По содержанию атомов кислорода кислоты бывают бескислородные ( например , соляная кислота HCl) и кислородсодержащие ( например , серная кислота H2SO4).


Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.

Сильные кислоты. К ним относятся:

  • Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI . Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
  • Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H2SO4, HNO3, HClO4 и др.

Слабые кислоты . К ним относятся:

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием. Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная. Если 1 или 0 — то кислота слабая.

Например : HClO: 1-1 = 0, следовательно, кислота слабая.

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH4 + ) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания, то соли делят на средние , кислые и основные .

Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла ( например , Na2CO3, K3PO4).

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов ( например , NaHCO3, K2HPO4).

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты ( например , малахит (CuOH)2CO3).

По числу катионов и анионов соли разделяют на:

Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа ( например , хлорид кальция CaCl2).

Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа ( например , алюмокалиевые квасцы – KAl(SO4)2).

Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа ( например , хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl).

По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.

Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды ( например , декагидрат сульфата натрия Na2SO4·10 H2O).

Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K3[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]Cl2).


Помимо основных классов неорганических соединений, существуют и другие.

Например , бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭНх – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например , гидрид натрия NaH.

Летучие водородные соединения НхЭ – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например , аммиак NH3, фосфин PH3.

  • Для учеников 1-11 классов и дошкольников
  • Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Шилов Дмитрий Алексеевич

Учитель химии: Воронаев Иван

Основные классы неорганических веществ…………..3 стр.

Простые вещества………………………………………. 4 стр.

Бинарные соединения……………………………………12 стр.

Список литературы………………………………………14 стр.

Введение

Классификация неорганических веществ базируется на их химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нём и в каком числовом отношении для их атомов. Символы и названия химических элементов приведены в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом вы периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIII А-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr , Xe и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы He , Ne , Ar химически инертны).

Основные классы неорганических веществ . 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 трёх классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространённого в природе элемента – кислорода, и на самом распространённом соединении кислорода – воде.

Первый класс сложных веществ – это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (- II ); их общая формула Э х О у . К оксидам не относятся соединения кислорода с фтором (простейшее из них О - II F 2 - I ), а также пероксиды и надпероксиды ( Na 2 O 2 , KO 2 ), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О 2 2- и О 2 - .

Второй класс сложных веществ – гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Н х ЭО у ), основные и амфотерные [ M ( OH ) n ] гидроксиды, соответствующие кислотным, основным и амфотерным оксидам.

Третий класс сложных веществ – соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, имеющие общую формулу М х (ЭО у ) n и состоящих из катионов М n + и анионов (кислотных остатков) ЭО у х- . 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 О 2– ) – основными солями.

Четвёртый класс сложных веществ – бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трёх 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 сложных неорганических веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.

Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химичес-кими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.

Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

I А-группа Li , Na , K, Rb, Cs

IIA -группа Mg , Ca , Sr , Ba

При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) – твёрдые вещества с характерным металлическим блеском. Большинство металлов имеют серебристо-белый цвет, хотя и есть исключения. Так медь – металл розово-красного цвета, золото – жёлтого. Многие физические свойства металлов изменяются в широких пределах. Например, осмий (самый тяжелый металл) имеет плотность в 42 раза большую, чем литий (самый лёгкий металл). В больших интервалах меняются температуры плавления металлов: наибольшая она у вольфрама (3420 о С), наименьшая – у ртути (–38,9 о С). Взаимодействуют с неметаллами с образованием бинарных соединений, то есть веществ, состоящих из двух элементов. Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

2М + 2Н 2 О = 2МОН + Н 2(г) (М = Li , Na , K, Rb, Cs)

М + 2Н 2 о = М(ОН) 2 + Н 2(г) (М = Mg , Ca , Sr , Ba )

Простые вещества элементов Cu , Ag , Ni также относят к неметаллам, так как у их оксидов CuO , Ag 2 O , NiO и гидроксидов Cu ( OH ) 2 , Ni ( OH ) 2 преобладают основные свойства.

Неметаллы. Простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:

VIIA - группа F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2

VIA - группа O 2 , S, Se

VA - группа N 2 , P , As

IVA - группа С, Si

При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твёрдыми веществами (углерод, сера, фосфор). Неметаллы, находящиеся в твёрдом состоянии, как правило хрупкие. Характерными свойствами неметаллов являются низкие теплопроводность и электропроводность. Неметаллы образуют простые вещества, молекулы которых могут быть одноатомными (Не, Ne и другие благородные газы), двухатомными (Н 2 , О 2 , I 2 ), многоатомными ( O 3 , P 4 , S 8 ), полимерными ( S х , Р х ). Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены. Амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены:

VII -группа Ве

VI Б-группа Cr

II Б-группа Zn

IIIA -группа Al , Ga

IVA -группа Ge , Sn , Pb

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены. Благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA -группы: He , Ne , Ar , Kr , Хе, Rn . Из них He , Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr , Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицатель-ностью.

Сложные вещества . Образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам на: оксиды, гидроксиды, соли, бинарные соединения.

I . Оксиды . Оксид – это соединение какого-либо элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (- II ). Оксиды делятся по составу и химическим свойствам на: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные, двойные) и несолеобразующие (пероксиды безразличные, солеобразные,).

Основные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Из типичных металлов только Li , Mg , Ca , Sr образуют оксиды Li 2 О, Mg О, Ca О, Sr О при сжигании на воздухе. Оксиды Na 2 O , K 2 O , Rb 2 О, Cs 2 О и Ва 2 О получают другими способами. К основным оксидам относят также CuO , Ag 2 O и NiO . Получение основных оксидов:

2 Mg + O 2 = 2 MgO

2 Cu + О 2 = 2 Cu О.

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 О, К 2 О крайне труднодоступны.

2С uS + 3 O 2 = 2 CuO + 2 SO 2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O ( при t o )

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Разложение солей кислородсодержащих кислот

ВаСО 3 = ВаО + СО 2 (при t o )

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O ( при t o )

Кислотные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ( при t o )

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий, как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот => СО 2 – ангидрид угольной кислоты, а SO 3 – ангидрид серной кислоты. Из типичных неметаллов только S , Se , P , As , С, Si образуют оксиды S О 2 , Se О 2 , Р 2 О 5 , As 2 О 3 , СО 2 , и Si О 2 при сжигании в воздухе. Остальные кислотные оксиды получают другими способами.

И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO 2 и CIO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO 2 и CIO 2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а CIO 2 и с водой, образуя две кислоты: а) 2 NO 2 + 2 N аОН = N а NO 2 + NaNO 3 + Н 2 О

б) 2 CIO 2 + 2 N аОН(хол.) = N а CIO 2 + N а CIO 3 + Н 2 О

Оксиды CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, щелочами:

Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции:

Амфотерные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Типичные амфигены (кроме G а) при сжигании на воздухе образуют оксиды ВеО, Cr 2 О 3 , Zn О, Al 2 О 3 , Ge О 2 , Sn О 2 , Pb О; амфотерные оксиды Ga 2 О 3 , Sn О, Pb О 2 получают другими способами. Обладают двойственной природой: они одновременно способны вступать в реакции, в которых выступают как основные, так и как кислотные оксиды, то есть реагируют как с кислотами, так и с щелочами:

Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3Н 2 О = 2 Na [ Al ( OH ) 4 ]

К числу амфотерных оксидов относится оксид алюминия ( III ) Al 2 O 3 , оксид хрома ( III ) Cr 2 O 3 , оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO , оксид железа ( III ) Fe 2 O 3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н 2 О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства).

Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворённых в ней солей

Cu 2+ + Н 2 О = Cu ( OH ) + + H +

Двойные оксиды. Образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe II Fe 2 III )O 4 , (Pb 2 II Pb IV )O 4 , (MgAl 2 )O 4 , (CaTi)O 3

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды . Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов). К таким оксидам относятся: СО, NO , N 2 O , SiO , S 2 О и др.

Рассмотрим несолеобразующие оксиды на примере оксида углерода ( II ) СО – угарного газа. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. Оксид углерода является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. Пероксиды. Щелочные металлы образуют пероксидные соединения – соединения, в которых имеются химические связи кислород – кислород. Связь О – О не прочна, поэтому пероксиды неустойчивые соединения, легко разлагающиеся. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава Ме 2 О 2 и надпероксиды МеО 2 , где Ме – щелочной металл. Пероксиды щелочных металлов разлагаются водой с выделением кислорода:

Действием кислот на пероксиды щелочных металлов можно получить пероксид водорода:

II Гидроксиды . Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН – в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона ОН – даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O - II H , 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 на основные, кислотные и амфотерные.

Основные гидроксиды (основания) . Образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

Ме 2 О + Н 2 О = МеОН (Ме = Li , Na , K, Rb, Cs)

МеО + Н 2 О = Ме(ОН) 2 (Ме = Ca, Sr, Ba)

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки по правилу валентности с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

В настоящее время известно более 500 тысяч неорганических соединений, знать их формулы, названия, а тем более свойства практически невозможно. Для того чтобы легче ориентироваться в огромном многообразии химических веществ, все вещества разделены на отдельные классы, включающие соединения, сходные по строению и свойствам.
Первоначально все химические вещества делятся на простые и сложные.
Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы

Содержимое работы - 1 файл

Химия.doc

Классификация веществ. Химические свойства неорганических соединений основных классов. Основные классы неорганических веществ.

В настоящее время известно более 500 тысяч неорганических соединений, знать их формулы, названия, а тем более свойства практически невозможно. Для того чтобы легче ориентироваться в огромном многообразии химических веществ, все вещества разделены на отдельные классы, включающие соединения, сходные по строению и свойствам.

Первоначально все химические вещества делятся на простые и сложные.

Простые вещества подразделяются на металлы и неметаллы.

Помимо типичных металлов и неметаллов есть большая группа веществ, обладающая промежуточными свойствами, их называют металлоидами.

Сложные вещества подразделяются на четыре класса химических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли. Эта классификация разработана выдающимися химиками XVIII–XIX веков Антуаном Лораном Лавуазье, Михаилом Васильевичем Ломоносовым, Йёнсом Якобом Берцелиусом, Джоном Дальтоном

При сравнительно небольшом количестве химических элементов (от­крыто 118 элементов, часть из них получена только искусственным путём) существует бесконечное многообразие химических соединений.
На рис. 1 представлена упрощенная классификация ве­ществ.

Рис. 1. Упрощенная классификация веществ

По составу, свойствам и наличию различных функциональных групп все сложные неорганические и органические вещества делятся на классы. Классификация сложных неорганических соединений представ­лена на рис. 2.

Рис. 2. Классификация основных сложных неорганических соединений

Среди сложных неорганических соединений выделяются следующие основные классы: оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды – это соединения атомов элементов с кислородом. По со­ставу и химическим свойствам оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – соединения атомов металлов с кислородом (Na2O, CaO, MgO и пр.). Получаются при непосредственном взаимодей­ствии металла с кислородом: 2Na+O2 =2Na2O,либо при термическом разложении солей: CaCO2CaO + CO2.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными окси­дами, образуя соли:

1) CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O

CaO + 2H+ + SO42- = Ca2+ + SO42- + H2O

CaO + 2H+ = Ca2+ + H2O,

2) СaO + CO2 = CaCO3.

При взаимодействии некоторых растворимых основных оксидов с во­дой образуются основания (щелочи):

K2O + H2O = K+ + OH-.

Кислотные оксиды взаимодействуют с растворимыми основаниями и основными оксидами с образованием солей:

1) SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O

SO2 + 2K+ + 2OH- = 2K+ + SO32- + H2O

SO2 + 2OH- = SO32- + H2O,

2) SiO2 + CaO CaSiO3,

3) Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + H2O

Mn2O7 + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + 2MnO4- + H2O

Mn2O7 + 2OH- = 2MnO4- + H2O.

При взаимодействии некоторых кислотных оксидов с водой образуются кислоты:

SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + H2O = 2H+ + SO42-.

Амфотерные оксиды – соединения атомов амфотерных элементов с кислородом (Al2O3, ZnO, BeO, Cr2O3, PbO2 и др.). Образуются при непо­средственном окислении атомов элементов кислородом или косвенным путем, проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов:

1) ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

ZnO + 2H+ + SO42- = Zn2+ + SO42- + H2O

ZnO + 2H+ = Zn2+ + H2O,

2) ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + ZnO22- + H2O

ZnO + 2OH- = ZnO22- + H2O.

Гидроксиды – это продукты прямого взаимодействия оксидов с во­дой, либо косвенных процессов. Они делятся на кислотные, основные и амфотерные.

Кислоты – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода (т. е. доноры протонов). По составу молекул кислоты делятся на бескислородные (HCl, H2S, HJ и др.) и кислородсодержащие (HNO3, H2SO4, H3PO4 и др.) (см. названия основных неорганических ки­слот и их солей в табл. 1 приложения). По количеству катионов водо­рода в молекуле кислоты бывают одно- (HNO3, HCl, HJ) и многооснов­ные (H2SO4, H3PO4, H2S). По характеру диссоциации на ионы в растворе кислоты делятся на сильные (HNO3, H2SO4, HCl) и слабые (H3PO4, H2CO3), (см. величины констант диссоциации сильных и слабых элек­тролитов в табл. 2 приложения). При записи ионно-молекулярных урав­нений реакций в растворах слабые кислоты на ионы не расписываются.

Характерными химическими свойствами кислот является способность реагировать с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и гидроксидами и солями с образованием солей, как одного из продуктов реакции:

1) 2HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2H+ + 2Cl- + CaO = Ca2+ + 2Cl- + H2O

2H+ + CaO = Ca2++ H2O,

2) 2HNO3 + Cu(OH)2 = Cu(NO3)2 + 2H2O

2H+ + 2NO3- + Cu(OH)2 = Cu2+ + 2NO3- + 2H2O

2H+ + Cu(OH)2 = Cu2+ + 2H2O,

3) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓+ 2HCl

2H+ + SO42+ + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4↓+ 2H+ + 2Cl-

SO42+ + Ba2+ = BaSO4↓.

Растворы кислот реагируют с активными металлами (Mg, Zn, Al, Ca и пр.) с образованием солей и выделением газообразного водорода:

H2SO4 + Mg = MgSO4 + H2↑

2H+ + SO42- + Mg0 = Mg2+ + SO42- + H20↑

2H+ + Mg0 = Mg2++ H20↑.

Иначе ведет себя азотная кислота (HNO3). Наличие в ней активного окислителя (N5+) позволяет реагировать даже с малоактивными метал­лами (Cu, Ag и др.), однако водород при этом не выделяется:

4HNO3 + Cu = Cu(NO3)2 +2NO2 + 2H2O.

Более подробно о реакциях кислот различной концентрации и со­става с металлами см. в основной учебной литературе.

Основания – вещества, диссоциирующие в растворах с образование гидроксид-ионов. По числу гидроксид-ионов в молекуле основания делятся на одно- (NaOH, AgOH) и многокислотные (Ca(OH)2, Fe(OH)3). Большинство оснований нерастворимо в воде. Растворимыми являются основания, образован­ные щелочными и щелочноземельными металлами (NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 и др.).

Основания реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными ок­сидами, солями:

1) Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4↓+ 2H2O

Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- = BaSO4↓+ 2H2O,

2) Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

Ca2+ + 2OH- + CO2 = CaCO3↓ + H2O,

3) 2NaOH + BeO + H2O = Na2[Be(OH)4]

2Na+ + 2OH- + BeO + H2O = 2Na+ + [Be(OH)4]2-

2OH- + BeO + H2O = [Be(OH)4]2-,

4) 2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + K2SO4

2K+ + 2OH- + Cu2+ + SO42- = Cu(OH)2↓ + 2K+ + SO42-

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2↓.

Некоторые гидроксиды обладают не только основными, но и кислот­ными свойствами, их называютамфотерными. К ним относятся гидро­ксиды амфотерных металлов: Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3 и др. Например:

1) Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4]

Zn(OH)2 + 2K+ + 2OH- = 2K+ + [Zn(OH)4]2-

Zn(OH)2 + 2OH- = [Zn(OH)4]2-,

2) Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Zn2+ + 2Cl- + 2H2O

Zn(OH)2 + 2H+ = Zn2+ + 2H2O.

Соли – продукты полного или частичного замещения ионов водорода в молекуле кислоты ионами металлов или продукты полного или частич­ного замещения гидроксид-ионов в молекуле основания кислотными ос­татками.

При полном замещении ионов водорода в молекуле кислоты на ионы металлов образуются средние (нормальные) соли:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- = 2Na+ + SO42- + 2H2O

Na2SO4 – сульфат натрия (средняя соль).

Кислые соли (гидросоли) образуются при неполном замещении
ио­нов водорода в молекуле кислоты на ионы металлов. Это наблюдается при взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех слу­чаях, когда количество взятого основания недостаточно для образова­ния средней соли:

H2CO3 + KOH = KHCO3 + H2O

H2CO3 + K+ + OH- = K+ + HCO3- + H2O

H2CO3 + OH- = HCO3- + H2O.

KHCO3 – гидрокарбонат калия (кислая соль).

Основные соли (гидроксосоли) образуются при частичном замеще­нии гидроксид-ионов в молекуле основания кислотными остатками.
Ос­новные соли могут быть образованы только многокислотными основа­ниями в тех случаях, когда количества кислоты недостаточно для по­лучения средней соли:

Cu(OH)2 + HNO3 = CuOH(NO3) + H2O

Cu(OH)2 + H+ + NO3- = CuOH+ + NO3- + H2O

Cu(OH)2 + H+ = CuOH+ + H2O.

CuOH(NO3) –нитрат гидроксомеди (II) (основная соль).

Соли вступают в химические реакции с кислотами, растворимыми основаниями и другими солями. Обязательным условием последнего процесса является растворимость обеих солей в воде (см. табл. 3приложения).

Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.



Содержание
Введение.
1. Химико-биологическая классификация ядов.
2. Патохимическая классификация ядов.
3. Классификация токсических веществ по характеру действия на организм (система Гендерсона и Хаггарда).
4. Классификация по производственному назначению (классификация пестицидов).
5. Классификация промышленных растворителей.
6. Классификации ядов по степени их токсичности (ГОСТ 12.1.007.76).

Введение
Потребность в классификации ядовитых веществ возникла давно. Однако, в токсикологии до настоящего времени нет единой, общепринятой классификации ядовитых веществ. Все существующие классификации ядовитых веществ и группировки их, по тем или иным признакам, носят условный характер и представляют прежде всего практические цели.
Ядовитые вещества прежде всего делят на две категории. В зависимости от того, поступают они в организм извне или образуются в самом организме выделяют: экзогенные и эндогенные яды.
Экзогенные яды поступают в организм из внешней среды и могут быть различными по своему происхождению или химической природе.
Эндогенные яды образуются в самом организме. К ним относятся вещества, которые могут вырабатываться в организме как при нормальной жизнедеятельности, так и при различных патологических состояниях. Типичными примерами эндогенных ядов могут служить такие биогенные амины как индол, скатол, путресцин и другие. Отравление эндогенными ядами называют аутоинтоксикацией. В курсах токсикологии этим ядам, как правило, уделяется лишь косвенное внимание. Спектр экзогенных ядов достаточно широк. Попытки классифицировать их были сделаны различными авторами. При этом были использованы различные принципы: происхождение, химическая структура, механизм действия, степень токсичности и другие. Создание единой медико-биологической классификации ядов осложняется их политропностью действия.
Наибольшего внимания, по-видимому, заслуживает химико-биологическая классификация ядов, предложенная С.Н. Голиковым, И.В. Саноцким и Л.А. Тиуновым (1986), в которой учитывается происхождение ядов и принадлежность к определенному классу химических соединений.
В то же время, большое количество веществ различной химической природы характеризуется сходным эффектом действия, общими точками приложения в организме. В связи с этим, предложен ряд классификаций, основанных на общих принципах токсического действия: биохимическом, патофизиологическом, клиническом, дополняющих друг друга. В основу биохимической классификации положен тип взаимодействия ядовитых веществ с ферментами. Однако, ферменты не является единственной мишенью воздействия ядов в организме. Поэтому одновременно с этим анализируется физиологический механизм действия ядов. На основании использования этих подходов А.А. Покровский (1962) предложил патохимическую классификацию ядовитых веществ. Данная классификация представляет особый интерес для клиницистов, т.к. дает возможность понять патогенез интоксикации, служить основой для разработки средств профилактики и лечения интоксикаций. Данная схема дает возможность также прогнозировать характер токсического действия и разрабатывать общие профилактические меры даже в тех случаях, когда новое соединение недостаточно изучено, но может быть отнесено к соответствующей группе патохимической классификации токсических веществ.
С точки зрения практикующих врачей большой интерес представляет классификация токсических веществ по характеру действия на организм. К числу наиболее удачных классификаций данного рода следует отнести систему Гендерсона и Хаггарда, разработанную ещё в 1930 году.

1. Химико-биологическая классификация ядов
1. Яды небиологической природы
1.1. Неорганические соединения.
1.1.1 Простые вещества: металлы и неметаллы (ртуть, свинец, мышьяк, фосфор и т.д.).
1.1.2 Химические соединения металлов (соли тяжелых металлов и др.).
1.1.3 Химические соединения неметаллов (кислоты и основания, цианиды, гидрид мышьяка и др.).
1.2. Органические соединения
1.2.1 Углеводороды и их галогенопроизводные (метан, этан, дихлорэтан, четыреххлористый углерод и др.).
1.2.2. Спирты и гликоли: метанол, этиленгликоль и др.
1.2.3 Эфиры, альдегиды и кетоны: диоксан, формальдегид, ацетон и др.
1.2.4 Циклические и гетероциклические соединения: фенол, нафталин, фенилгидразин и др.
1.2.5 Элементорганические соединения: фосфорорганические, хлорорганические и др.
1.2.6 Полимеры: акрилопласты, эпоксидные смолы и др.
2. Яды биологической природы.
2.1. Яды бактерий
2.1.1 Токсины: ботулиновый, столбнячный, дифтерийный, холерный и др
2.2. Яды грибов
2.2.1 Яды низших растений (грибов и паразитических грибов.).
2.2.2 Яды высших растений (алкалоиды, гликозиды, токсальбумин и др.).
2.3. Яды животных
2.3.1 Яды беспозвоночных (простейших, кишечнополостных, членистоногих).
2.3.2 Яды позвоночных (рыб, земноводных, пресмыкающихся)
2. Патохимическая классификация ядов

Механизм действия ядов на ферменты
Характерные представители токсических веществ
Структурные аналоги данного фермента (субстрата), взаимодействующие с ним по типу "конкурентного торможения".
Аналоги медиаторов.
Аналоги коферментов.
Аналоги аминокслот.
Предшественники структурных аналогов,
из которых образуются ингибиторы
ферментов.
Соединения, блокирующие функциональные
группы белка или кофермента.
Соединения, разобщающие сочетанную
деятельность ферментов
Соединения, денатурирующие белок.
Биологические яды, содержащие ферменты, разрушающие белковые структуры
Фосфорорганические и другие антихолинэстеразные соединения.
Ингибиторы моноаминооксидазы. Антивитамины: РР /гидразид изоникатиновой кислоты/. В6 /дезоксипиридоксин/ и др. Пенициллин, левомицетин, ауреомицин и др. Высшие спирты /этиленгликоль/, метиловый спирт т др.
Цианиды, сероводород, окись углерода, метгемоглобинообразователи и др. Динитрофенол, грамицидин, фториды, некоторые наркотики. Крепкие кислоты и щелочи, некоторые органические растворители и др. Полиферментные яды змей и насекомых, бактериальные токсины (коллагеназа и др.)
3. Классификация токсических веществ по характеру действия на организм
Система Гендерсона и Хаггарда предусматривает деление всех летучих веществ на четыре группы:
1. Удушающие:
а. Простые удушающие, действие которых основано на вытеснении кислорода из выдыхаемого воздуха (азот, водород, гелий).
б. Химически действующие, нарушающие газообмен в крови и в тканях, хотя кислород доставляется с вдыхаемым воздухом в достаточном количестве (окись углерода, синильная кислота).
2. Раздражающие - вызывают раздражение слизистых оболочек дыхательных путей или непосредственно легких, что ведет к развитию воспалительных реакций.
3. Летучие наркотики и родственные им вещества, действующие после поступления их в кровь. Оказывают, как правило, острое действие на нервную систему, вызывая наркоз. Учитывая особенности физико-химических свойств и биологического действия, эту группу делят на 5 подгрупп:
А)Наркотические вещества, не обладающие ясно выраженным последействием (закись азота, углеводороды жирного ряда, эфиры).
Б)Вещества, оказывающие вредное действие главным образом на внутренние органы (галогенопроизводные углеводороды жирного ряда).
В)Вещества, обладающие, главным образом, действием на кроветворную систему (ароматические углеводороды).
Г)Вещества, обладающие преимущественным действием на нервную систему (алкоголи, сернистые соединения жирного ряда).
Д)Органические соединения азота, действующие преимущественно на кровь и кровообращение (анилин, нитробензол).
Неорганические и металлорганические соединения. В эту группу отнесены вещества, не вошедшие в предыдущие группы и обладающие разными типами действия (ртуть, свинец, фосфор, металл-органические соединения, мышьяковистый и фосфористый водород и другие). С определенными оговорками все эти вещества могут быть отнесены к протоплазматическим ядам.
4. Классификация по производственному назначению (классификация пестицидов)
С практической целью, в промышленной и сельскохозяйственной токсикологии, часто выделяют группы веществ по их применению. В связи с этим, одна и та же группа веществ может включать вещества различные по химической структуре и характеру биологического действия на организм животных.
Типичным примером классификации по производственному назначению является классификация пестицидов. Так, например, среди них выделяют:
-акарициды - средства для борьбы с клещами;
-арборициды - средства, используемые для уничтожения сорных
кустарников и деревьев;
-альгициды - средства для уничтожения водорослей;
-аттрактанты - вещества, привлекающие насекомых;
-афициды - средства для борьбы с тлями;
-гербициды - средства для борьбы с сорными растениями;
-дефолианты - средства для уничтожения листьев с технических культур при уборке урожая;
-десиканты - средства для подсушивания растений на корню;
-зооциды и родентициды - средства для борьбы с грызунами;
-инсектициды - средства для борьбы с вредными насекомыми;
-молюскициды и лимациды -средства для борьбы с молюсками и слизнями;
-ларвициды - средства для уничтожения личинок и гусениц насекомых;
-нематоциды - средства для борьбы с круглыми червями;
-овициды - средства для уничтожения яиц насекомых;
-ретарданты - регуляторы роста растений;
-репеленты - средства для отпугивания насекомых;
-фунгициды - средства для борьбы с микроскопическими грибами;
-ихтиоциды - средства для борьбы с сорными видами рыб;
-хемостериллянты - средства для стерилизации самцов и самок вредных насекомых.

5. Классификация промышленных растворителей
При классификации промышленных растворителей И. Д. Гадаскина и С. Л. Данишевский (1963) использовали принцип характера их действия на организм. Они выделили:
-Вещества, обладающие в основном наркотическим (обратимым) действием: спирты, эфиры, кетоны, алифатические и ациклические углеводороды.
-Вещества, вызывающие стойкие изменения в нервной системе: трихлорэтан, метиловый спирт, сероуглерод.
-Яды крови и кроветворных органов: бензол, толуол, ксилол, хлорбензол и другие производные бензола.
-Вещества, вызывающие дистрофические изменения в паренхиматозных органах: хлорированные углеводороды, гликоли.
Токсикологи - клиницисты относят к ядам токсические вещества экзогенной природы, которые, проникнув в организм различными путями, вызывают структурные и функциональные повреждения на различных уровнях организации живой материи, что выражается характерными патологическими состояниями. Этому определению соответствует классификация ядов, которая предусматривает деление ядов по принципу органотропности: гепатотоксические, нефротоксические, нейротоксические и другие, а также их преимущественному воздействие на различные биологические структуры: мембранотоксические, цитотоксические.
Особо выделяют группу ядов, обладающих эмбриотоксическим, мутагенным, тератогенным и онкогенным эффектом. Последняя группа ядов проявляет свой токсический эффект чаще в условиях хронической интоксикации.

Читайте также: