Классификация химических соединений неорганические вещества. Классификация неорганических соединений и их свойства. Тривиальные названия часто употребляемых неорганических веществ

Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике -

При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов в производные термины вводят корни их латинских наименований:

Например

Названия простых веществ состоят из одного слова - наименования химического элемента с числовой приставкой, например:

Используются следующие числовые приставки

Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как О

Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных и реальных катионов) и электроотрицательной (условных и реальных анионов) составляющих, например,

Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов - названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например:

CuSO 4 - сульфат меди(II)
PCl 3 - трихлорид фосфора
LaCl 3 - хлорид лантана(III)
СО - монооксид углерода

Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведенными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком.

Для распространенных многоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = Ca 2 SO 4 (OH) 2 + 2H 2 O

Соли - тип сложных веществ, в состав которых входят катионы М

Соли с общей формулой М х (ЕО у

Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например:

Оксиды Е х О у

Кислотным гидроксидам

Кислотные и основные оксиды сохраняют солеобразующие свойства соответствующих гидроксидов при взаимодействии с противоположными по свойствам гидроксидами или между собой:

Если указанные реакции протекают в водном растворе, то состав образующихся солей меняется, но присутствие алюминия в катионе и анионе остаётся:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = 2 (SO 4) 3

Al(OH) 3 + NaOH = Na

Здесь квадратными скобками выделены комплексные ионы

Элементы, проявляющие в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными, к ним относятся элементы А-групп Периодической системы -

Солеобразующие оксиды:

1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):оксид лития Li 2 O; оксид натрия Na 2 O; оксид калия K 2 O; оксид меди CuO; оксид серебра Ag2O; оксид магния MgO; оксид кальция CaO; оксид стронция SrO; оксид цезия Cs 2 O; оксид ртути (2) HgO; оксид рубидия Rb 2 O; оксид железа (2) FeO; оксид хрома CrO; оксид никеля NiO.

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII:
оксид углерода(IV) CO 2 ; оксид серы(IV) SO 2 ; оксид серы(VI) SO 3 ; оксид кремния(IV) SiO 2 ; оксид фосфора(V) P 2 O 5 ; ксид хрома(VI) CrO 3 ; ксид марганца(VII) Mn 2 O 7 ; оксид азота NO 2 ; ксиды хлора Cl 2 O 5 и Cl 2 O 3 .

3). Амфотерные оксиды – это оксиды , которым соответствуют основания и кислоты. Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют степень окисления от +3 до +4, за исключением ZnO, BeO, SnO, PbO: оксид цинка ZnO; оксид хрома(III) Cr 2 O 3 ; оксид алюминия Al 2 O 3 ; оксид олова(II) SnO; оксид олова(IV) SnO 2 ; оксид свинца(II) PbO; оксид свинца(IV) PbO 2 ; оксид титана(IV) TiO 2 ; оксид марганца(IV) MnO 2 ; оксид железа(III) Fe 2 O 3 ; оксид бериллия BeO.

Несолеобразующие оксиды

1). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II:
оксид углерода(II) CO; оксид азота(II) NO; оксид азота(I) N 2 O; оксид кремния(II) SiO, оксид серы(I) S 2 O; оксид водорода H 2 O.

Основания. Классификация оснований

Основаниями называют гидроксиды, которые диссоциируют (распадаются) на гидроксильную группу и положительно заряженный катион. Общая формула оснований - Э(OН)m, где m – степень окисления металла.

Классификация оснований по силе:

1). Сильные основания.
Растворимые в воде основания называются щелочами:
NaOH - гидроксид натрия (едкий натр); KOH - гидроксид калия (едкое кали); LiOH - гидроксид лития; Ba(OH) 2 - гидроксид бария; Ca(OH) 2 - гидроксид кальция (гашеная известь).

2). Слабые основания:
Mg(OH) 2 - гидроксид магния; Fe(OH) 2 - гидроксид железа (II); Zn(OH) 2 - гидроксид цинка; NH 4 OH - гидроксид аммония; А1 (ОН) 3 - гидроксид алюминия; Fe(OH) 3 - гидроксид железа (III) и т.д. (большинство гидроксидов металлов).

Классификация оснований по растворимости

Более приемлемой является классификация оснований по растворимости их в воде.

1) Растворимые основания. Щёлочи – это основания растворимые в воде. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

2). Нерастворимые основания - это так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью -как кислоты.

Классификация оснований по числу гидроксильных групп (ОН):

1). Однокислотные основания (n = 1) - это основание, в состав которых входит одна группа - (ОН): LiOH, KOH, NaOH, NH4OH.

2). Двухкислотные основания - (n = 2) - это основание, в состав которых входит две группы - (ОН): Ba(OH) 2 , Mg(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Fe(OH) 2 .

3). Трехкислотные основания - (n = 3) - это основание, в состав которых входит три группы - (ОН): Fe(OH) 3 , А1(ОН) 3 и др.

Кислоты. Классификация кислот

Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Кислоты классифицируют по таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.

а) Классификация кислот по наличию или отсутствию кислорода в молекуле:

1). Кислородсодержащие кислоты: H 2 SO 4 - серная кислота; H 2 SO 3 - сернистая кислота; HNO 3 - азотная кислота; H 3 PO 4 - фосфорная кислота; H 2 CO 3 - угольная кислота; Н 2 SiO 3 - кремниевая кислота; HClO 4 - хлорная кислота; HClO 3 - триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота); HClO 2 - диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота); HClO - оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота); H 2 Cr 2 O 7 - гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота); H 2 S 4 O 6 - гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота); Н 2 В 4 О 6 - гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота); H - гексагидроксостибат(V) водорода; H 3 PO 3 S - тиофосфорная кислота; HбSO 3 S - тиосерная кислота; H 3 PO 3 - фосфористая (фосфоновая) кислота.

2). Бескислородные кислоты: HF - фтороводородная кислота; HCl - хлороводородная кислота (соляная кислота); HBr - бромоводородная кислота; HI - иодоводородная кислота; H 2 S - сероводородная кислота; HAuCl4 - тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота); HSCN - роданистоводородная кислота; HN3 - азидоводородная кислота.

б) Классификация кислот по числу атомов водорода:

1). Одноосновные кислоты - это кислоты, в состав которых входит один ион (Н +): HNO 3 - азотная кислота; HF - фтороводородная кислота; HCl - хлороводородная кислота; HBr - бромоводородная кислота; HI - иодоводородная кислота; HClO 4 - хлорная кислота; HClO 3 - триоксохлорат(V) водорода (хлорноватая кислота); HClO 2 - диоксохлорат(III) водорода (хлористая кислота); HClO - оксохлорат(I) водорода (хлорноватистая кислота); HAuCl 4 - тетрахлороаурат(III) водорода (золотохлористоводородная кислота); H - гексагидроксостибат(V) водорода; HSCN - роданистоводородная кислота.

2). Двухосновные кислоты - это кислоты, в состав которых входит два иона (Н +): H 2 SO 4 - серная кислота; H 2 SO 3 - сернистая кислота; H 2 S - сероводородная кислота; H 2 CO 3 - угольная кислота; H 2 SiO 3 - кремниевая кислота; H 2 Cr 2 O 7 - гептаоксодихромат(VI) диводорода (дихромовая кислота); H 2 S 4 O 6 - гексаоксотетрасульфат диводорода (тетратионовая кислота); Н 2 В 4 О 6 - гексаоксотетраборат диводорода (тетраметаборная кислота); H 2 SO 3 S - тиосерная кислота.

3). Трехосновные кислоты - это кислоты, в состав которых входит три иона (Н +): H 3 PO 4 - фосфорная кислота; H3BO3 - борная кислота; H 3 AsO 4 - мышьяковая кислота; H 3 PO 3 S - тиофосфорная кислота; H 3 AlO 3 - ортоалюминиевая кислота; H 3 PO 3 - фосфористая (фосфоновая) кислота.

4). Многоосновные (полиосновные) кислоты - это кислоты, в состав которых входит четыре и более ионов (Н +): H 4 SiO 4 - ортокремниевая кислота; H 4 CO 4 - ортоугольная кислота; H 4 P 2 O 7 - дифосфорная (пирофосфорная) кислота; Н 6 P 6 O 18 - гексафосфорная кислота; H 6 TeO 6 - теллуровая кислота.

Другие классификации кислот:

По силе кислот:
Сильные кислоты - диссоциируют практически полностью, константы диссоциации больше 1 . 10 -3 (HNO 3); HCl; H 2 SO 4);
Слабые кислоты - константа диссоциации меньше 1 . 10 -3 (уксусная кислота Kд = 1,7 . 10 -5).

По устойчивости:
Устойчивые кислоты (H 2 SO 4);
Неустойчивые кислоты (H 2 CO 3).

По принадлежности к классам химических соединений:
Неорганические кислоты: (HBr); (H 2 SO 4);
Органические кислоты: (HCOOH,CH3COOH).

По летучести:
Летучие кислоты: (HNO 3 ,H 2 S);
Нелетучие кислоты: (H 2 SO 4).

По растворимости в воде:
Растворимые кислоты (H 2 SO 4);
Нерастворимые кислоты (H 2 SiO 3).

Соли.

Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+, например, (NH4)2SO4 – сульфат аммония.

Классификация солей:

1). Средние соли.
Средние соли - это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков, т.е. они являются продуктами замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na 2 CO 3 , K 3 PO 4).

2). Кислые соли.
Кислые соли - это продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , K 2 HPO 4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).

3). Основные соли.
Основные соли - это продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH -) кислотными остатками (CuOH) 2 CO 3 , CoNO 3 (OH). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

4). Комплексные соли.
Комплексные соли - соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. Комплексные ионы, соединяясь с другими ионами, образуют комплексные соли, например, K 4 , Cl, K 2 , (Na 2 ) и др.

Классификация солей по числу присутствующих в структуре катионов и анионов

Вывыделяют следующие типы солей:

1). Простые соли.
Простые соли - это соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl).

2). Двойные соли.
Двойные соли - это соли, содержащие два различных типа катионов. примером двойных солей являются (KAl(SO 4) 2 . 12H 2 O) (алюмокалиевые квасцы), KAl(SO4) 2 (сульфат алюминия-калия), MgK 2 (SO4) 2 , AgK(CN) 2 . Двойные соли существуют только в твердом виде.

3). Смешанные соли.
Смешанные соли - это соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl), Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 [сульфат диаммония-железа(II)], LiAl(SiO 3) 2 (метасиликат алюминия-лития), Ca(ClO)Cl (хлорид-гипохлорит кальция), Na 3 CO 3 (HCO 3) (гидрокарбонат-карбонат натрия), Na 2 IO 3 (NO 3) (нитрат-иодат натрия)

4). Гидратные соли (кристаллогидраты).
Гидратные соли или кристаллогидраты - это соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na 2 SO 4 ·10 H 2 O, CaSO 4 · 2H 2 O (гиппс), MgCl 2 · KCl· 6H 2 O (карналлит), CuSO 4 · 5H 2 O (медный купорос), FeSO 4 · 7H 2 O (железный купорос), Na 2 CO 3 · 10H 2 O (кристаллическая сода).

5). Внутренние соли.
Внутренние соли - это соли, которые образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом (+) NН 3 -CH 2 -COO (-) (биполярный ион аминокислоты глицина), (+) NH 3 -C 6 H 4 -SO 3 (-) (сульфаниловая кислота или таурин). Таурин - сульфокислота, образующаяся в организме из аминокислоты цистеина.

«Классификация и номенклатура неорганических соединений»

Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления (– 2).

При написании формулы оксида символ элемента, образующего оксид, ставится на первое место, а кислорода – на второе. Общая формула оксидов: ЭхОу.

Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода Н2О2, проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу –О–О–). Например, пероксид натрия Na2O2 (Na–O–O–Na), а оксид натрия Na2O (Na–O–Na). В пероксидах степень окисления кислорода равна (–1). Так, в пероксиде бария BaO2 степень окисления бария равна +2, а кислорода –1.

Названия оксидов

Названия оксидов в соответствии с номенклатурными правилами образуются из слова «оксид» и названия оксидообразующего элемента в родительном падеже , например, СаО – оксид кальция, К2О – оксид калия.

В случае, когда элемент обладает переменной степенью окисления и образует несколько оксидов, после названия этого элемента указывают его степень окисления римской цифрой в скобках, или прибегают к помощи греческих числительных (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Например,

VO – оксид ванадия (II) или монооксид ванадия;

V2O3 – оксид ванадия (III) или триоксид диванадия;

VO2 – оксид ванадия (IV) или диоксид ванадия;

V2O5 – оксид ванадия (V) или пентаоксид диванадия.

Классификация оксидов

По реакционной способности оксиды можно разделить на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды. Получение основных оксидов и их химические свойства

Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na2O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2.

Получение основных оксидов

1. Взаимодействие металла с кислородом. Например: 4 Li + O2 → 2 Li2O.

2. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, оснований. Например:

.

Химические свойства основных оксидов

1. Взаимодействие с водой. По отношению к воде основные оксиды делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые – это оксиды щелочных металлов () и щелочноземельных металлов (). Растворяясь в воде, оксиды щелочных и щелочноземельных металлов образуют растворимые в воде основания, называемые щелочами. К нерастворимым в воде относятся оксиды остальных металлов. Например:

Na2O + H2O → 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Например:

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными, образуя при этом соль. Например:

СаO + SO3 → CaSO4

Кислотные оксиды. Получение кислотных оксидов

и их химические свойства

Кислотными называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2, P2O5, SO3 являются кислотными оксидами, так как им соответствуют кислоты H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Получение кислотных оксидов

1. Горение неметалла. Например: S + O2 → SO2;

2. Горение сложных веществ. Например: СН4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2О;

3. Разложение при нагревании кислородных соединений: карбонатов, нитратов, гидроксидов. Например:

;

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой. Большинство кислотных оксидов непосредственно реагируют с водой, образуя при этом кислоту. Исключения составляют лишь оксиды кремния (SiO2), теллура (TeO2, TeO3), молибдена и вольфрама (MoO3, WO3). Например:

СO2 + H2O ↔ Н2СО3

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Например:

SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными, образуя при этом соль. Например:

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

4. Летучие кислотные оксиды способны вытеснять более летучие из их солей. Например, нелетучий кислотный оксид кремния (IV) вытесняет летучий кислотный оксид СО2 из его соли СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2­.

Амфотерные оксиды

Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами.

1. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами. Например:

Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основаниями. Например:

Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными и кислотными оксидами.

Al2O3 + 3 SO3 https://pandia.ru/text/78/037/images/image008_73.gif" width="43" height="29 src="> 2 NaAlO2

Гидроксиды – это сложные многоэлементные химические соединения, в состав которых входят атомы какого-либо элемента, кислорода и водорода. Химический характер гидроксидов определяется свойствами соответствующих им оксидов. Поэтому гидроксиды делятся на три большие группы:

1. Гидраты кислотных оксидов, называемые кислотами, например, H2SO4.

2. Гидраты основных оксидов, называемые основаниями, например, Ba(OH)2.

3. Гидраты амфотерных оксидов, называемые амфотерными гидроксидами, например, Be(OH)2.

Основания

Основания – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона металла (или иона аммония NH4+) и гидроксогруппы ОН–.

Названия оснований

Общая формула оснований: Мe(ОН)n. Согласно международной номенклатуре названия оснований составляются из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)2 – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названии указывается степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются и другие, в основном традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называют едким натром, гидроксид кальция Ca(OH)2 – гашеной известью, КОН – едким кали.

Число ОН– -групп, содержащихся в молекуле основания, определяет его кислотность. По этому признаку основания делятся на однокислотные (КОН), двухкислотные (Cu(OH)2), трехкислотные (Cr(OH)3).

Гидроксиды, растворимые в воде, называют щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Способы получения щелочей и оснований

1. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

2Na + 2Н2O → 2NaOH + H2­

2. Растворимые в воде основания (щелочи) получают при взаимодействии оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов с водой.

Na2O + H2O → 2NaOH

3. Щелочи можно получить электролизом водных растворов соответствующих солей (Например, гидроксид натрия можно получить электролизом раствора соли NaCl).

2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2­ + Cl2­

Катод: 2 H2O + 2e– → H2 + 2 OH–

Анод: 2 Cl– – 2e– → Cl2

4. Малорастворимые или нерастворимые в воде основания получают путем взаимодействия растворов соответствующих солей с растворами щелочей. Например:

Химические свойства оснований

Основания в большинстве случаев представляют собой твердые вещества. По отношению к воде их модно разделить на две группы: растворимые в воде – щелочи и нерастворимые в воде. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: лакмуса в синий цвет, фенолфталеина – в малиновый, метилового оранжевого – в желтый цвет.

1. Электролитические свойства оснований. Одно из наиболее характерных свойств оснований – электролитическая способность к диссоциации в жидком состоянии. При диссоциации основания образуется гидроксогруппа ОН– и основной остаток – катион.

Диссоциация оснований, содержащих одну гидроксогруппу ОН–, протекает в одну ступень:

КОН ↔ К+ + ОН–.

Основания, содержащие несколько гидроксогрупп в молекуле, диссоциируют ступенчато, с постепенным отщеплением ионов OH–.

Катион, образующийся после отщепления от молекулы гидроксида одной или несколько гидроксид-ионов, называется основным остатком. Количество основных остатков, соответствующих данному гидроксиду, равно числу гидроксогрупп OH– в составе молекулы гидроксида.

Название основного остатка образуется из русского названия металла в составе остатка с добавлением слова «ион». Если остатки содержат одну или две гидроксогруппы, к названию металла добавляются приставки «гидроксо» или «дигидроксо».

Например: Fe(OH)3 « OH– + Fe(OH)2+ дигидроксожелезо (III)-ион

Fe(OH)2+ « OH– + FeOH2+ гидроксожелезо (III)-ион

FeOH2+ « OH– + Fe3+ железо (III)-ион

С точки зрения теории электролитической диссоциации все общие свойства оснований (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями) обусловлены наличием гидроксид-ионов в их составе.

2. Взаимодействие с кислотами. Это реакция нейтрализации, приводящая к образованию соли и воды:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.

3. Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.

4. Щелочи взаимодействуют с растворами солей. Данное взаимодействие осуществляется, если после реакции образуются труднорастворимые или слабые основания. Например:

2 КОН + CuSO4 → Cu(OH)2¯ + K2SO4.

5. При нагревании нерастворимые основания разлагаются на оксид и воду. Например:

2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3 H2O.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерность гидроксидов понимается как способность плохо растворимых гидроксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от характера кислотно-основного взаимодействия. Амфотерными являются следующие гидроксиды: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 и др.

Формула амфотерного гидроксида, как правило, записывается по формуле основания Ме(ОН)n, но ее можно представить и в виде кислоты НnMеOm. Например, Zn(OH)2 – гидроксид цинка или H2ZnO2 – цинковая кислота; Al(OH)3 – гидроксид алюминия или НAlO2 – метаалюминиевая кислота (Н3AlO3 – ортоалюминиевая кислота).

Химические свойства амфотерных гидроксидов

В силу своей двойственности амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

1. При взаимодействии с сильными кислотами образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет основные свойства.

2. При взаимодействии с сильными основаниями (щелочами) образуются соль и вода; при этом амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства и в уравнении должна быть использована его кислотная форма.

H2ZnO2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O

цинкат натрия

НAlO2 + NaOH NaAlO2 + H2O (сплавление)

метаалюминат натрия

3. С водными растворами щелочей амфотерные гидроксиды образуют комплексные соединения:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Амфотерные гидроксиды – нерастворимые соединения. Получение амфотерных гидроксидов возможно лишь косвенно – путем взаимодействия щелочей с солями соответствующих металлов.

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Кислоты

Кислоты – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катиона водорода Н+ и аниона кислотного остатка.

Названия кислот

В общем виде формула кислоты записывается как НmЭ или НmЭОn, где Э – кислотообразующий элемент.

По химическому составу, а именно по отсутствию или наличию атомов кислорода в молекулах, кислоты делятся на кислородсодержашие (H2SO4, HNO3) и бескислородные (H2S, HF, HCl).

Кислоты имеют традиционные и систематические названия, составляемые по номенклатурным правилам ИЮПАК для сложных соединений.

Традиционное название кислоты складывается из двух слов. Первое слово – прилагательное с корнем от русского названия кислотообразующего элемента, второе – слово «кислота», например, серная кислота, азотная кислота. В названиях кислородосодержащих кислот для обозначения степени окисления кислотообразующего элемента используются следующие суффиксы:

–н, –ов, –ев – (высшая или любая единственная степень окисления), как HClO4 – хлорная, H2SO4 – серная, HMnO4 – марганцовая кислота; H2SiO3 – метакремниевая кислота.

–новат – (промежуточная степень окисления +5), как HClO3 – хлорноватая, HIO3 – йодноватая, H2MnO4 – марганцоватая кислота.

–овист, –ист – (промежуточная степень окисления +3, +4), как H3AsO3 – ортомышьяковистая кислота; HClO2 – хлористая; HNO2 – азотистая.

–новатист – (низшая положительная степень +1), как HClO – хлорноватистая.

Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородосодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляют префикс «мета», при наибольшем числе – префикс «орто»: НРО3 – метафосфорная кислота, Н3РО4 – ортофосфорная кислота (степень окисления фосфора равна +5).

Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с окончанием «о» и прибавлением слова водородная:

HF – фтороводородная или плавиковая кислота

HCl – хлороводородная или соляная кислота

Названия кислот и кислотных остатков

Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой. Например:

SO2 + H2O → H2SO3

Исключение составляют SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, которые с водой не взаимодействуют.

2. Если кислотный оксид не растворим в воде, то соответствующие им кислоты получают косвенным путем, а именно, действием другой кислоты на соответствующую соль. Например:

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3¯

3. Бескислородные кислоты получают путем взаимодействия неметаллов с водородом с последующим растворением продуктов в воде. Например:

Н2(г) + Cl2(г) → 2 HCl(г)

Химические свойства кислот

Кислоты представляют собой жидкости (Н2SO4, HNO3) или твердые вещества (H3PO4). Многие кислоты хорошо растворимы в воде. Водные растворы кислот имеют кислый вкус и изменяют цвет индикаторов: лакмусу придают красный цвет, метиловому оранжевому – розовый.

1. Электролитические свойства кислот. Согласно теории электролитической диссоциации кислотами называют вещества, диссоцирующие в водных растворах с образованием ионов водорода Н+, которыми обусловлены все общие свойства кислот (кислый вкус растворов, окрашивание лакмуса в красный цвет, взаимодействие с металлами и т. д.).

Число ионов водорода кислоты, способных замещаться на катионы металлов, определяет основность этой кислоты и число ступеней диссоциации. Так HCl, H2SO4, H3PO4 – пример одно-, двух - и трехосновных кислот.

Диссоциация одноосновной хлороводородной кислоты HCl происходит в одну ступень:

HCl « H+ + Cl–

Ей соответствует один кислотный остаток – хлорид-ион Cl–.

Угольная кислота, являясь двухосновной кислотой, диссоциирует в две ступени с образованием кислотных остатков:

Н2СО3 « Н+ + НСО3– гидрокарбонат-ион

НСО3– « Н+ + СО32– карбонат-ион

Ортофосфорная кислота Н3РО4 диссоциирует в три ступени с образованием трех кислотных остатков:

Н3РО4 « Н+ + Н2РО4– дигидроортофосфат-ион

Н2РО4– « Н+ + НРО42– гидроортофосфат-ион

НРО42–« Н+ + РО43– ортофосфат-ион

Если кислотный остаток содержит один водород-ион, то к его названию прибавляется приставка «гидро», если два водородных иона– «дигидро».

2. Взаимодействие с основаниями, в результате образуется соль и вода.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Взаимодействие с основными оксидами.

2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O

4. Взаимодействие с солями. Кислоты вступают в реакцию с солями, если в результате ее образуется более слабая кислота, малорастворимое или летучее соединение.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 HCl

4. Взаимодействие кислот с металлами (с образованием соли и выделением водорода).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2­

Металлы, имеющие стандартный электродный потенциал больше водорода, с кислотами не взаимодействуют. При взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой, концентрированной и разбавленной азотной кислотой водород не выделяется.

Соли

Соли – это электролиты, диссоцирующие в водном растворе с образованием катионов основных остатков и анионов кислотных остатков.

Формулы и названия солей

Состав соли описывается формулой, в которой на первое место ставится формула катиона, а на второе – формула аниона. Названия солей образуются от названия кислотного остатка (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном падеже), входящих в состав соли. Степень окисления металла, образующего катион, указывается римскими цифрами в скобках, если это необходимо. Например, K2S – сульфид калия, FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III).

Анион бескислородной кислоты имеет окончание «ид». Например, FeCl3 – хлорид железа (III).

Названия кислых солей образуются также, как и средних, но при этом к названию аниона добавляют приставку «гидро», указывающую на наличие атомов водорода, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и. т.д. Например: Fe(HSO4)3 – гидросульфат железа (III), NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия.

Названия основных солей образуются также, как и средних, но при этом к названию катиона добавляют приставку «гидроксо», указывающую на наличие гидроксогрупп, число которых обозначается греческими числительными: ди, три и. т.д. Например: (CuOH)2CO3 – карбонат гидроксомеди (II), Fe(OH)2Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).

Соли подразделяются на средние, кислые и основные.

Средние (нормальные) соли не содержат в молекуле ни атомов водорода, ни гидроксогрупп. Они диссоциируют практически полностью (не ступенчато), образуя катионы металла и анионы кислотного остатка:

K2S « 2 K+ + S2–

AlCl3 « Al3+ + 3 Cl–

Средние соли можно получить при полном замещении атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или при полном замещении гидроксогрупп в основаниях на кислотные остатки. Например:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H2O

Кислые соли – это соли, кислотный остаток которых содержит в своем составе водород, например, KHS, Fe(HSO4)3. Такие соли диссоциируют ступенчато. Вначале (по I ступени) происходит полная диссоциация соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

KHS « K+ + HS– (полная диссоциация)

Затем кислотный остаток диссоциирует в меньшей степени (частично), ступенчато отщепляя катионы водорода:

HS– « H+ + S2– (частичная диссоциация)

По своим свойствам кислые соли являются промежуточными соединениями межу средними солями и кислотами. Так же, как кислоты, они обычно хорошо растворимы в воде и способны к реакции нейтрализации.

Кислые соли образуются только многоосновными кислотами в случае неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла (избыток кислоты). Например:

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O

гидросульфат натрия

Одноосновные кислоты (HCl, HNO3) кислых солей не образуют.

Основные соли – это соли, катионы которых содержат одну или несколько гидроксогрупп, например, (CuOH)2CO3, (FeOH)Cl2.

Основные соли так же, как и кислые, диссоциируют ступенчато. По I ступени идет полная диссоциация на катионы основного остатка и анионы кислотного, а затем идет частичная диссоциация основного остатка. Например, карбонат гидроксомеди (II) полностью диссоциирует по первой ступени:

(CuOH)2CO3 « 2 CuOH+ + CO32–, (полная диссоциация)

затем основный остаток частично диссоциирует как слабый электролит на ионы:

CuOH+ « Cu2+ + OH– (частичная диссоциация)

Как правило, основные соли малорастворимы и при нагревании разлагаются с выделением воды.

Основные соли образуются только многокислотными основаниями в случае неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки (избыток основания). Например:

Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

хлорид гидроксомагния

Получение солей

Средние соли могут быть получены при взаимодействии веществ:

1. металла с неметаллом. Например:

2. металла с кислотой. Например:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2­

3 Zn + 4 H2SO4(конц.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

3. основного оксида с кислотой. Например:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

4. кислотного оксида с основаниями. Например:

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

5. основания с кислотой (реакция нейтрализации). Например:

Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O

6. двух различных солей. Например:

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 NaCl

7. щелочей с солями. Например:

3 KOH + FeCl3 → 3 KCl + Fe(OH)3¯

8. вытеснение пассивного металла из раствора его соли более активным металлом (в соответствии с рядом напряжений металлов). Например:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. взаимодействием кислотного оксида с основным. Например:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Кислые соли могут быть получены:

1. при взаимодействии снования с избытком кислоты или кислотного оксида. Например:

Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HSO4)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3)2

2. при взаимодействии средней соли с кислотой, кислотный остаток которой входит в состав этой соли. Например:

PbSO4 + H2SO4 → Pb(HSO4)2

Основные соли получаются:

При взаимодействии кислоты с избытком основания. Например:

HCl + Mg(OH)2 → MgOHCl + H2O

При взаимодействии средней соли со щелочью:

Bi(NO3)3 + 2 NaOH → Bi(OH)2NO3 + 2 NaNO3

Кислые или основные соли образуются при гидролизе средних солей:

Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH

Al2(SO4)3 + H2O → 2 AlOHSO4 + H2SO4

Химические свойства солей

1. В ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей. Например:

Zn + Hg(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Hg

Соли взаимодействуют со щелочами. Например:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Соли взаимодействуют с кислотами:

CuSO4 + H2S → CuS¯ + H2SO4

Многие соли взаимодействуют между собой:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3¯ + 2 NaCl

При составлении химический уравнений реакций нужно помнить, что реакция протекает, если один из образующихся продуктов выпадает в виде осадка, выделяется виде газа или представляет собой малодиссоциированное соединение.

Превращение кислых и основных солей в средние

1. Взаимодействие кислой соли с гидроксидом того же металла:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O

2. Взаимодействие кислой соли с солью того же металла, но другой кислоты:

KHSO4 + KСl → K2SO4 + HCl

3. Термическое разложение кислых солей:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2­ + H2O

4. Взаимодействие основной соли с соответствующей кислотой:

2 FeOHSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 H2O

Степень окисления

При классификации различных веществ, составления формул химических соединений и описании их свойств используется характеристика состояния атомов элементов – степень окисления. Степень окисления – это количественная характеристика состояния атома элемента в соединении.

Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле химического соединения, вычисленный исходя из предположения, что все молекулы химического соединения состоят из ионов, то есть общие электронные пары переходят к наиболее электроотрицательному элементу.

Степень окисления может быть отрицательным, положительным числом или равняться нулю. Степень окисления обозначают арабскими цифрами со знаком (+) или (–) пред цифрой, и записывают над символом элемента в формуле химического соединения.

Отрицательное значение степени окисления приписывается атому, притянувшему к себе электроны, и его величина, равная числу притянутых электронов, отмечается знаком (–).

Положительное значение степени окисления определяется числом электронов оттянутых от данного атома, и отмечается знаком (+).

При вычислении степеней окисления атомов используется следующая совокупность правил:

1) в молекулах простых веществ степень окисления атома равна нулю;

2) водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления (+1), исключение составляют гидриды, в которых степень окисления водорода равна (–1);

3) кислород во всех сложных соединениях имеет степень окисления (–2), кроме OF2 и различных перекисных соединений.

4) фтор, как наиболее электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления (–1);

5) галогены в соединениях с водородом и металлами проявляют отрицательную степень окисления (–1), а с кислородом – положительную, за исключением фтора.

6) все металла в своих соединениях характеризуются только положительными степенями окисления, в том числе щелочные металлы имеют степень окисления (+1), а щелочно-земельные – (+2);

7) сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, сумма степеней окисления всех атомов в сложном ионе равна заряду этого иона.

Классификация неорганических веществ с примерами соединений

Теперь проанализируем представленную выше классификационную схему более детально.

Как мы видим, прежде всего все неорганические вещества делятся на простые и сложные :

Простыми веществами называют такие вещества, которые образованы атомами только одного химического элемента. Например, простыми веществами являются водород H 2 , кислород O 2 , железо Fe, углерод С и т.д.

Среди простых веществ различают металлы , неметаллы и благородные газы:

Металлы образованы химическими элементами, расположенными ниже диагонали бор-астат, а также всеми элементами, находящимися в побочных группах.

Благородные газы образованы химическими элементами VIIIA группы.

Неметаллы образованы соответственно химическими элементами, расположенными выше диагонали бор-астат, за исключением всех элементов побочных подгрупп и благородных газов, расположенных в VIIIA группе:

Названия простых веществ чаще всего совпадают с названиями химических элементов, атомами которых они образованы. Однако для многих химических элементов широко распространено такое явление, как аллотропия. Аллотропией называют явление, когда один химический элемент способен образовывать несколько простых веществ. Например, в случае химического элемента кислорода возможно существование молекулярных соединений с формулами O 2 и O 3 . Первое вещество принято называть кислородом так же, как и химический элемент, атомами которого оно образовано, а второе вещество (O 3) принято называть озоном. Под простым веществом углеродом может подразумеваться любая из его аллотропных модификаций, например, алмаз, графит или фуллерены. Под простым веществом фосфором могут пониматься такие его аллотропные модификации, как белый фосфор, красный фосфор, черный фосфор.

Сложные вещества

Сложными веществами называют вещества, образованные атомами двух или более химических элементов.

Так, например, сложными веществами являются аммиак NH 3 , серная кислота H 2 SO 4 , гашеная известь Ca(OH) 2 и бесчисленное множество других.

Среди сложных неорганических веществ выделяют 5 основных классов, а именно оксиды, основания, амфотерные гидроксиды, кислоты и соли:

Оксиды — сложные вещества, образованные двумя химическими элементами, один из которых кислород в степени окисления -2.

Общая формула оксидов может быть записана как Э x O y , где Э — символ какого-либо химического элемента.

Номенклатура оксидов

Название оксида химического элемента строится по принципу:

Например:

Fe 2 O 3 — оксид железа (III); CuO — оксид меди (II); N 2 O 5 — оксид азота (V)

Нередко можно встретить информацию о том, что в скобках указывается валентность элемента, однако же это не так. Так, например, степень окисления азота N 2 O 5 равна +5, а валентность, как это ни странно, равна четырем.

В случае, если химический элемент имеет единственную положительную степень окисления в соединениях, в таком случае степень окисления не указывается. Например:

Na 2 O — оксид натрия; H 2 O — оксид водорода; ZnO — оксид цинка.

Классификация оксидов

Оксиды по их способности образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями подразделяют соответственно на солеобразующие и несолеобразующие .

Несолеобразующих оксидов немного, все они образованы неметаллами в степени окисления +1 и +2. Список несолеобразующих оксидов следует запомнить: CO, SiO, N 2 O, NO.

Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные , кислотные и амфотерные .

Основными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с кислотами (или кислотными оксидами) образуют соли. К основным оксидам относят оксиды металлов в степени окисления +1 и +2, за исключением оксидов BeO, ZnO, SnO, PbO.

Кислотными оксидами называют такие оксиды, которые при взаимодействии с основаниями (или основными оксидами) образуют соли. Кислотными оксидами являются практически все оксиды неметаллов за исключением несолеобразующих CO, NO, N 2 O, SiO, а также все оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5, +6 и +7).

Амфотерными оксидами называют оксиды, которые могут реагировать как с кислотами, так и основаниями, и в результате этих реакций образуют соли. Такие оксиды проявляют двойственную кислотно-основную природу, то есть могут проявлять свойства как кислотных, так и основных оксидов. К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов в степенях окисления +3, +4, а также в качестве исключений оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO.

Некоторые металлы могут образовывать все три вида солеобразующих оксидов. Например, хром образует основный оксид CrO, амфотерный оксид Cr 2 O 3 и кислотный оксид CrO 3 .

Как можно видеть, кислотно-основные свойства оксидов металлов напрямую зависят от степени окисления металла в оксиде: чем больше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства.

Основания

Основания — соединения с формулой вида Me(OH) x , где x чаще всего равен 1 или 2.

Исключения: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 не относятся к основаниям, несмотря на степень окисления металла +2. Данные соединения являются амфотерными гидроксидами, которые еще будут рассмотрены в этой главе более подробно.

Классификация оснований

Основания классифицируют по количеству гидроксогрупп в одной структурной единице.

Основания с одной гидроксогруппой, т.е. вида MeOH, называют однокислотными основаниями, с двумя гидроксогруппами, т.е. вида Me(OH) 2 , соответственно, двухкислотными и т.д.

Также основания подразделяют на растворимые (щелочи) и нерастворимые.

К щелочам относятся исключительно гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также гидроксид таллия TlOH.

Номенклатура оснований

Название основания строится по нижеследующему принципу:

Например:

Fe(OH) 2 — гидроксид железа (II),

Cu(OH) 2 — гидроксид меди (II).

В тех случаях, когда металл в сложных веществах имеет постоянную степень окисления, указывать её не требуется. Например:

NaOH — гидроксид натрия,

Ca(OH) 2 — гидроксид кальция и т.д.

Кислоты

Кислоты — сложные вещества, молекулы которых содержат атомы водорода, способные замещаться на металл.

Общая формула кислот может быть записана как H x A, где H — атомы водорода, способные замещаться на металл, а A — кислотный остаток.

Например, к кислотам относятся такие соединения, как H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HNO 2 и т.д.

Классификация кислот

По количеству атомов водорода, способных замещаться на металл, кислоты делятся на:

— одноосновные кислоты : HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;

— двухосновные кислоты : H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 ;

— трехосновные кислоты : H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .

Следует отметить, что количество атомов водорода в случае органических кислот чаще всего не отражает их основность. Например, уксусная кислота с формулой CH 3 COOH, несмотря на наличие 4-х атомов водорода в молекуле, является не четырех-, а одноосновной. Основность органических кислот определяется количеством карбоксильных групп (-COOH) в молекуле.

Также по наличию кислорода в молекулах кислоты подразделяют на бескислородные (HF, HCl, HBr и т.д.) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 , HNO 3 , H 3 PO 4 и т.д.). Кислородсодержащие кислоты называют также оксокислотами .

Более детально про классификацию кислот можно почитать .

Номенклатура кислот и кислотных остатков

Нижеследующий список названий и формул кислот и кислотных остатков обязательно следует выучить.

В некоторых случаях облегчить запоминание может ряд следующих правил.

Как можно видеть из таблицы выше, построение систематических названий бескислородных кислот выглядит следующим образом:

Например:

HF — фтороводородная кислота;

HCl — хлороводородная кислота;

H 2 S — сероводородная кислота.

Названия кислотных остатков бескислородных кислот строятся по принципу:

Например, Cl — — хлорид, Br — — бромид.

Названия кислородсодержащих кислот получают добавлением к названию кислотообразующего элемента различных суффиксов и окончаний. Например, если кислотообразующий элемент в кислородсодержащей кислоте имеет высшую степень окисления, то название такой кислоты строится следующим образом:

Например, серная кислота H 2 S +6 O 4 , хромовая кислота H 2 Cr +6 O 4 .

Все кислородсодержащие кислоты могут быть также классифицированы как кислотные гидроксиды, поскольку в их молекулах обнаруживаются гидроксогруппы (OH). Например, это видно из нижеследующих графических формул некоторых кислородсодержащих кислот:

Таким образом, серная кислота иначе может быть названа как гидроксид серы (VI), азотная кислота — гидроксид азота (V), фосфорная кислота — гидроксид фосфора (V) и т.д. При этом число в скобках характеризует степень окисления кислотообразующего элемента. Такой вариант названий кислородсодержащих кислот многим может показаться крайне непривычным, однако же изредка такие названия можно встретить в реальных КИМах ЕГЭ по химии в заданиях на классификацию неорганических веществ.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — гидроксиды металлов, проявляющие двойственную природу, т.е. способные проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований.

Амфотерными являются гидроксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 (как и оксиды).

Также в качестве исключений к амфотерным гидроксидам относят соединения Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 и Pb(OH) 2 , несмотря на степень окисления металла в них +2.

Для амфотерных гидроксидов трех- и четырехвалентных металлов возможно существование орто- и мета-форм, отличающихся друг от друга на одну молекулу воды. Например, гидроксид алюминия (III) может существовать в орто-форме Al(OH) 3 или мета-форме AlO(OH) (метагидроксид).

Поскольку, как уже было сказано, амфотерные гидроксиды проявляют как свойства кислот, так и свойства оснований, их формула и название также могут быть записаны по-разному: либо как у основания, либо как у кислоты. Например:

Соли

Соли — это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Так, например, к солям относятся такие соединения как KCl, Ca(NO 3) 2 , NaHCO 3 и т.д.

Представленное выше определение описывает состав большинства солей, однако же существуют соли, не попадающие под него. Например, вместо катионов металлов в состав соли могут входить катионы аммония или его органические производные. Т.е. к солям относятся такие соединения, как, например, (NH 4) 2 SO 4 (сульфат аммония), + Cl — (хлорид метиламмония) и т.д.

Также противоречат определению солей выше класс так называемых комплексных солей, которые будут рассмотрены в конце данной темы.

Классификация солей

С другой стороны, соли можно рассматривать как продукты замещения катионов водорода H + в кислоте на другие катионы или же как продукты замещения гидроксид-ионов в основаниях (или амфотерных гидроксидах) на другие анионы.

При полном замещении образуются так называемые средние или нормальные соли. Например, при полном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется средняя (нормальная) соль Na 2 SO 4 , а при полном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH) 2 на кислотные остатки нитрат-ионы образуется средняя (нормальная) соль Ca(NO 3) 2 .

Соли, получаемые неполным замещением катионов водорода в двухосновной (или более) кислоте на катионы металла, называют кислыми. Так, при неполном замещении катионов водорода в серной кислоте на катионы натрия образуется кислая соль NaHSO 4 .

Соли, которые образуются при неполном замещении гидроксид-ионов в двухкислотных (или более) основаниях, называют осно вными солями. Например, при неполном замещении гидроксид-ионов в основании Ca(OH) 2 на нитрат-ионы образуется осно вная соль Ca(OH)NO 3 .

Соли, состоящие из катионов двух разных металлов и анионов кислотных остатков только одной кислоты, называют двойными солями . Так, например, двойными солями являются KNaCO 3 , KMgCl 3 и т.д.

Если соль образована одним типом катионов и двумя типами кислотных остатков, такие соли называют смешанными. Например, смешанными солями являются соединения Ca(OCl)Cl, CuBrCl и т.д.

Существуют соли, которые не попадают под определение солей как продуктов замещения катионов водорода в кислотах на катионы металлов или продуктов замещения гидроксид-ионов в основаниях на анионы кислотных остатков. Это — комплексные соли. Так, например, комплексными солями являются тетрагидроксоцинкат- и тетрагидроксоалюминат натрия с формулами Na 2 и Na соответственно. Распознать комплексные соли среди прочих чаще всего можно по наличию квадратных скобок в формуле. Однако нужно понимать, что, чтобы вещество можно было отнести к классу солей, в его состав должны входить какие-либо катионы, кроме (или вместо) H + , а из анионов должны быть какие-либо анионы помимо (или вместо) OH — . Так, например, соединение H 2 не относится к классу комплексных солей, поскольку при его диссоциации из катионов в растворе присутствуют только катионы водорода H + . По типу диссоциации данное вещество следует скорее классифицировать как бескислородную комплексную кислоту. Аналогично, к солям не относится соединение OH, т.к. данное соединение состоит из катионов + и гидроксид-ионов OH — , т.е. его следует считать комплексным основанием.

Номенклатура солей

Номенклатура средних и кислых солей

Название средних и кислых солей строится по принципу:

Если степень окисления металла в сложных веществах постоянная, то ее не указывают.

Названия кислотных остатков были даны выше при рассмотрении номенклатуры кислот.

Например,

Na 2 SO 4 — сульфат натрия;

NaHSO 4 — гидросульфат натрия;

CaCO 3 — карбонат кальция;

Ca(HCO 3) 2 — гидрокарбонат кальция и т.д.

Номенклатура основных солей

Названия основных солей строятся по принципу:

Например:

(CuOH) 2 CO 3 — гидроксокарбонат меди (II);

Fe(OH) 2 NO 3 — дигидроксонитрат железа (III).

Номенклатура комплексных солей

Номенклатура комплексных соединений значительно сложнее, и для сдачи ЕГЭ многого знать из номенклатуры комплексных солей не нужно.

Следует уметь называть комплексные соли, получаемые взаимодействием растворов щелочей с амфотерными гидроксидами. Например:

*Одинаковыми цветами в формуле и названии обозначены соответствующие друг другу элементы формулы и названия.

Тривиальные названия неорганических веществ

Под тривиальными названиями понимают названия веществ не связанные, либо слабо связанные с их составом и строением. Тривиальные названия обусловлены, как правило, либо историческими причинами либо физическими или химическими свойствами данных соединений.

Список тривиальных названий неорганических веществ, которые необходимо знать: