Klasifikácia chemických zlúčenín anorganických látok. Klasifikácia anorganických zlúčenín a ich vlastnosti. Triviálne názvy bežne používaných anorganických látok

Klasifikácia anorganických látok a ich názvoslovie sú založené na najjednoduchších a najstálejších charakteristikách v čase -

Pri zostavovaní názvov látok sa zvyčajne používajú ruské názvy prvkov, napríklad dioxygén, xenóndifluorid, selenan draselný. Pre niektoré prvky sa korene ich latinských názvov tradične zavádzajú do odvodených výrazov:

napríklad

Mená jednoduché látky skladať sa z jedného slova - názov chemického prvku s číselnou predponou, napríklad:

Používajú sa nasledujúce číselné predpony

Pre niektoré jednoduché látky tiež používajú špeciálnemená ako O

Chemické vzorce komplexné látky tvoria z označenia elektropozitívne (podmienené a skutočné katióny) a elektronegatívny (podmienené a skutočné anióny), napríklad

Mená komplexné látky doplňte podľa chemických vzorcov sprava doľava. Skladajú sa z dvoch slov - názvov elektronegatívnych zložiek (v nominatívnom prípade) a elektropozitívnych zložiek (v genitívnom prípade), napríklad:

CuS04 - síran meďnatý
PCl 3 - chlorid fosforitý
LaCl3 - chlorid lantanitý
CO - oxid uhoľnatý

Počet elektropozitívnych a elektronegatívnych zložiek v názvoch je označený vyššie uvedenými numerickými predponami (univerzálna metóda) alebo oxidačnými stavmi (ak je možné ich určiť vzorcom) pomocou rímskych číslic v zátvorkách (znamienko plus je vynechané). V niektorých prípadoch sa náboj iónov udáva (pre zložité katióny a anióny) pomocou arabských číslic s príslušným znamienkom.

Pre bežné viacprvkové katióny a anióny sa používajú nasledujúce špeciálne názvy:

Ca (OH) 2 + H2S04 \u003d CaS04 + 2H20

Ca (OH) 2 + 2H2S04 \u003d Ca (HS04) 2 + 2H20

2Ca (OH) 2 + H2S04 \u003d Ca2S04 (OH) 2 + 2H20

Soľ - typ komplexných látok, ktoré zahŕňajú M. katióny

Soli všeobecného vzorca M X (EO o

Kyselinové a zásadité soli je možné previesť na stredné soli reakciou so zodpovedajúcim zásaditým a kyslým hydroxidom, napríklad:

Oxidy E. X O TOM o

Kyseliny hydroxidy

Kyslé a zásadité oxidy si zachovávajú soľotvorné vlastnosti zodpovedajúcich hydroxidov pri vzájomnej interakcii s hydroxidmi s opačnými vlastnosťami:

Ak tieto reakcie prebiehajú vo vodnom roztoku, potom sa zloženie výsledných solí mení, ale zostáva prítomnosť hliníka v katióne a anióne:

2 Al (OH) 3 + 3H2S04 \u003d 2 (SO4) 3

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na

Tu sú komplexné ióny označené hranatými zátvorkami

Prvky vykazujúce kovové a nekovové vlastnosti v zlúčeninách sa nazývajú amfotérne, patria sem prvky A-skupín periodickej tabuľky -

Oxidy tvoriace soľ:

1). Zásadité oxidy sú oxidy, ktorým zodpovedajú zásady. Medzi hlavné oxidy patria oxidy kovov skupín 1 a 2, ako aj kovy sekundárnych podskupín s valenciou I a II (okrem ZnO - oxid zinočnatý a BeO - oxid berýličný): oxid lítny Li 2 O; oxid sodný Na20; oxid draselný K20; oxid meďnatý CuO; oxid strieborný Ag20; oxid horečnatý MgO; oxid vápenatý CaO; oxid strontnatý SrO; oxid cézny Cs20; oxid ortuťnatý (2) HgO; oxid rubídny Rb20; oxid železitý (2) FeO; oxid chromitý CrO; oxid nikelnatý NiO.

2). Kyslé oxidy sú oxidy, ktorým zodpovedajú kyseliny. Medzi oxidy kyselín patria oxidy nekovov (okrem solí, ktoré netvoria soľ - ľahostajné), ako aj oxidy kovov sekundárnych podskupín s valenciou od V do VII:
oxid uhoľnatý (IV) C02; oxid sírový (IV) S02; oxid sírový (VI) S03; oxid kremičitý (IV) Si02; oxid fosforečný (V) P205; oxid chromitý (VI) Cr03; oxid manganičitý (VII) Mn207; oxid dusíka N02; chloridové chloridy Cl205 a Cl203.

3). Amfoterné oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám a kyselinám. Tvorené prechodnými kovmi. Kovy v amfotérnych oxidoch zvyčajne vykazujú oxidačné stavy od +3 do +4, s výnimkou ZnO, BeO, SnO, PbO: oxid zinočnatý ZnO; oxid chromitý Cr203; oxid hlinitý Al 2 O 3; oxid cínatý SnO; oxid cínatý (IV) Sn02; oxid olovnatý (PbO); oxid olovnatý Pb02; oxid titaničitý Ti02; oxid manganičitý Mn02; oxid železitý (III) Fe203; oxid berylnatý BeO.

Oxidy, ktoré netvoria soľ

1). Oxidy, ktoré netvoria soľ - to sú oxidy ľahostajné k kyselinám a zásadám. Patria sem oxidy nekovov s valenciou I a II:
oxid uhoľnatý (II) CO; oxid dusnatý (II) NO; oxid dusnatý (I) N20; oxid kremičitý (II) SiO, oxid sírový (I) S20; oxid vodíka H20.

Nadácie. Základná klasifikácia

Bázy sa nazývajú hydroxidy, ktoré sa disociujú (rozkladajú) na hydroxylovú skupinu a kladne nabitý katión. Všeobecný vzorec báz je E (OH) m, kde m je oxidačný stav kovu.

Klasifikácia dôvodov podľa sily:

1). Silné základy.
Bázy, ktoré sú rozpustné vo vode, sa nazývajú alkálie:
NaOH - hydroxid sodný (lúh sodný); KOH - hydroxid draselný (lúh draselný); LiOH - hydroxid lítny; Ba (OH) 2 - hydroxid bárnatý; Ca (OH) 2 - hydroxid vápenatý (hasené vápno).

2). Slabé základy:
Mg (OH) 2 - hydroxid horečnatý; Fe (OH) 2 - hydroxid železitý; Zn (OH) 2 - hydroxid zinočnatý; NH4OH - hydroxid amónny; Al (OH) 3 - hydroxid hlinitý; Fe (OH) 3 - hydroxid železitý (III) atď. (väčšina hydroxidov kovov).

Klasifikácia rozpustnosti zásad

Prijateľnejšia je klasifikácia báz podľa ich rozpustnosti vo vode.

1) Rozpustné zásady. Zásady Sú zásady, ktoré sú rozpustné vo vode. Alkálie zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2.

2). Nerozpustné zásady - ide o takzvané amfotérne hydroxidy, ktoré pôsobia ako zásady pri interakcii s kyselinami a ako kyseliny s zásadami.

Klasifikácia zásad podľa počtu hydroxylových skupín (OH):

1). Jedna kyslá báza (n \u003d 1) - toto je zásada, ktorá obsahuje jednu skupinu - (OH): LiOH, KOH, NaOH, NH4OH.

2). Dvojkyselinové zásady - (n \u003d 2) - toto je zásada, ktorá obsahuje dve skupiny - (OH): Ba (OH) 2, Mg (OH) 2, Zn (OH) 2, Fe (OH) 2.

3). Vláknité bázy - (n \u003d 3) - toto je báza, ktorá obsahuje tri skupiny - (OH): Fe (OH) 3, A1 (OH) 3 atď.

Kyseliny. Klasifikácia kyselín

Kyselina Je komplexná látka, v ktorej molekule je jeden alebo viac atómov vodíka a kyslý zvyšok. Kyseliny sa klasifikujú podľa nasledujúcich charakteristík: a) prítomnosťou alebo neprítomnosťou kyslíka v molekule ab) počtom atómov vodíka.

a) Klasifikácia kyselín podľa prítomnosti alebo neprítomnosti kyslíka v molekule:

1). Okysličené kyseliny: H2S04 - kyselina sírová; H2S03 - kyselina sírová; HNO3 - kyselina dusičná; H3P04 - kyselina fosforečná; H2C03 - kyselina uhličitá; H2Si03 - kyselina kremičitá; HCl04 - kyselina chloristá; HCl03 - trioxochlorát (V) (kyselina chlorovodíková); HCl02 - hydrogén dioxochlorát (III) (kyselina chlórová); HClO - chlorovodík (I) (kyselina chlórna); H 2 Cr 2 O 7 - heptaoxodichromát (VI) dihydrogén (kyselina dichrómová); H2S406 - dihydrogénhexaoxotetrasulfát (kyselina tetrationová); Н 2 В 4 О 6 - hexaoxotetraborát vodík- vodíka (kyselina tetrametaboritá); H - hexahydroxoantimon (V) vodík; H3P03S - kyselina tiofosforečná; HbS03S - kyselina tiosírová; H3P03 - kyselina fosforečná (fosfónová).

2). Kyseliny anoxické: HF - kyselina fluorovodíková; HCl - kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková); HBr - kyselina bromovodíková; HI je kyselina jodovodíková; H2S - kyselina sírovodíková; HAuCl4 - hydrogéntetrachlóroaurát (III) (kyselina chloraurová); HSCN, kyselina hydrotiokyanová; HN3 je kyselina hydroazidová.

b) Klasifikácia kyselín podľa počtu atómov vodíka:

1). Monobázické kyseliny - sú to kyseliny, ktoré obsahujú jeden ión (H +): HNO 3 - kyselina dusičná; HF - kyselina fluorovodíková; HCl - kyselina chlorovodíková; HBr - kyselina bromovodíková; HI je kyselina jodovodíková; HCl04 - kyselina chloristá; HCl03 - trioxochlorát (V) (kyselina chlorovodíková); HCl02 - hydrogén dioxochlorát (III) (kyselina chlórová); HClO - chlorovodík (I) (kyselina chlórna); HAuCl4 - hydrogéntetrachlóroaurát (III) (kyselina chloraurová); H - hexahydroxoantimon (V) vodík; HSCN - kyselina kyanovodíková.

2). Kyseliny dvojsýtne - sú to kyseliny, ktoré zahŕňajú dva ióny (H +): H2S04 - kyselina sírová; H2S03 - kyselina sírová; H2S - kyselina sírovodíková; H2C03 - kyselina uhličitá; H2Si03 - kyselina kremičitá; H 2 Cr 2 O 7 - dihydrogén heptaoxodichromát (VI) (kyselina dichromová); H2S406 - dihydrogénhexaoxotetrasulfát (kyselina tetrationová); Н 2 В 4 О 6 - hexaoxotetraborát vodík- vodíka (kyselina tetrametaboritá); H2S03S - kyselina tiosírová.

3). Kyseliny trojmocné - sú to kyseliny, ktoré zahŕňajú tri ióny (H +): H3P04 - kyselina fosforečná; H3BO3 - kyselina boritá; H3 As04 - kyselina arzénová; H3P03S - kyselina tiofosforečná; H3Al03 - kyselina orto-hlinitá; H3P03 - kyselina fosforečná (fosfónová).

4). Polybázické (polybázické) kyseliny - sú to kyseliny, ktoré zahŕňajú štyri alebo viac iónov (H +): H4SiO4 - kyselina ortokremičitá; H4C04 - kyselina ortokarbónová; H4P207 - kyselina difosforečná (pyrofosforečná); H6P6O18 - kyselina hexafosforečná; H 6 TeO 6 - kyselina telurová.

Iné klasifikácie kyselín:

Podľa sily kyselín:
Silné kyseliny - disociujú takmer úplne, disociačné konštanty sú väčšie ako 1 . 10-3 (HN03); HCl; H2S04);
Slabé kyseliny - disociačná konštanta menej ako 1 . 10 -3 (kyselina octová Kd \u003d 1,7 . 10 -5).

Udržateľnosťou:
Stabilné kyseliny (H2S04);
Nestabilné kyseliny (H 2 CO 3).

Patria do tried chemických zlúčenín:
Anorganické kyseliny: (HBr); (H2S04);
Organické kyseliny: (HCOOH, CH3COOH).

Prchavosť:
Prchavé kyseliny: (HNO3, H2S);
Neprchavé kyseliny: (H2S04).

Rozpustnosťou vo vode:
Rozpustné kyseliny (H2S04);
Nerozpustné kyseliny (H 2 SiO 3).

Soľ.

Soli sú látky, v ktorých sú atómy kovov viazané na kyslé zvyšky. Výnimkou sú amónne soli, v ktorých nie sú atómy kovu viazané na kyslé zvyšky, ale častice NH4 +, napríklad (NH4) 2SO4 - síran amónny.

Klasifikácia solí:

1). Stredné soli.
Stredné soli - ide o komplexné látky, ktoré sa vo vodných roztokoch disociujú na katióny kovov a anióny kyslých zvyškov, t.j. sú to produkty nahradenia všetkých vodíkových katiónov v molekulách kyselín katiónmi kovov (Na2C03, K3P04).

2). Kyselinové soli.
Kyselinové soli sú produktmi čiastočnej náhrady katiónov vodíka v kyselinách katiónmi kovov (NaHCO 3, KH 2 PO 4, K 2 HPO 4). Vznikajú vtedy, keď je zásada neutralizovaná prebytkom kyseliny (to znamená v podmienkach nedostatku zásady alebo prebytku kyseliny).

3). Zásadité soli.
Zásadité soli sú produktmi neúplnej substitúcie bázických hydroxoskupín (OH -) zvyškami kyselín (CuOH) 2C03, CoN03 (OH). Vznikajú za podmienok prebytku bázy alebo nedostatku kyseliny.

4). Komplexné soli.
Komplexné soli - soli s komplexnými katiónmi alebo aniónmi, v ktorých je väzba tvorená mechanizmom donor-akceptor. Komplexné ióny sa kombinujú s inými iónmi za vzniku komplexných solí, napríklad K4, Cl, K2, (Na2) atď.

Klasifikácia solí podľa počtu katiónov a aniónov prítomných v štruktúre

Rozlišujú sa tieto druhy solí:

1). Jednoduché soli.
Jednoduché soli sú soli pozostávajúce z jedného typu katiónu a jedného typu aniónu (NaCl).

2). Podvojné soli.
Podvojné soli sú soli obsahujúce dva rôzne typy katiónov. príklady dvojitých solí sú (KAl (S04) 2 . 12H20) (kamenec draselný), KAl (SO4) 2 (síran hlinito-draselný), MgK2 (SO4) 2, AgK (CN) 2. Podvojné soli existujú iba v pevnej forme.

3). Zmiešané soli.
Zmiešané solisú soli obsahujúce dva rôzne anióny (Ca (OCl) Cl), Fe (NH4) 2 (SO4) 2 [diamónium-síran železnatý], LiAl (SiO3) 2 (metakremičitan hlinitý) lítium), Ca (ClO) Cl (chlornan vápenatý), Na3C03 (HCO3) (hydrogenuhličitan sodný), Na2IO3 (NO3) (dusičnan-jodičnan sodný)

4). Hydrátové soli (kryštalické hydráty).
Hydrátové soli alebo kryštalické hydráty - sú to soli, ktoré zahŕňajú molekuly vody kryštalizácie, napríklad Na2S0410H20, CaS04 · 2H20 (sadra), MgCl2 · KCl · 6H20 (karnallit), CuS04 · 5H20 (síran meďnatý), FeS04 · 7H20 (síran železnatý), Na2C03 · 10H20 (kryštalická sóda).

päť). Vnútorné soli.
Vnútorné solisú soli, ktoré sú tvorené bipolárnymi iónmi, tj. molekulami obsahujúcimi pozitívne aj negatívne nabité atómy (+) NH3-CH2-COO (-) (bipolárny aminokyselinový glycínový ión), (+) NH3-C 6H4-S03 (-) (kyselina sulfanilová alebo taurín). Taurín - kyselina sulfónová, ktorá sa v tele vytvára z aminokyseliny cysteín.

„Klasifikácia a nomenklatúra anorganických zlúčenín“

Najdôležitejšou triedou anorganických zlúčenín sú oxidy, kyseliny, zásady a soli.

Oxidy sú komplexné látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík v oxidačnom stave (- 2).

Pri písaní oxidového vzorca je na prvom mieste umiestnený symbol prvku, ktorý tvorí oxid, a na druhom kyslík. Všeobecný vzorec oxidov: Echo.

Peroxidy tvoria osobitnú skupinu kyslíkových zlúčenín prvkov. Zvyčajne sa považujú za soli peroxidu vodíka H2O2, ktorý vykazuje slabé kyslé vlastnosti. V peroxidoch sú atómy kyslíka chemicky viazané nielen s atómami iných prvkov, ale aj navzájom (tvoria peroxidovú skupinu –O - O–). Napríklad peroxid sodný Na2O2 (Na - O - O - Na) a oxid sodný Na2O (Na - O - Na). V peroxidoch je oxidačný stav kyslíka (–1). Takže v peroxide bárnatom BaO2 je oxidačný stav bária +2 a kyslík –1.

Mená oxidov

Názvy oxidov v súlade s pravidlami nomenklatúry sú tvorené zo slova „oxid“ a z názvu oxidotvorného prvku v genitívnom prípade, napríklad CaO - oxid vápenatý, K2O - oxid draselný.

V prípade, že má prvok premenlivý oxidačný stav a tvorí niekoľko oxidov, uveďte v zátvorkách za oxidáciou tohto prvku jeho oxidačný stav alebo použite grécke číslice (1-mono, 2-di, 3-tri, 4-tetra, 5-penta, 6-hexa, 7-hepta, 8-okta). Napríklad,

VO je oxid vanádnatý alebo oxid vanáditý;

V2O3 - oxid vanádnatý alebo oxid divanáditý;

VO2 - oxid vanádu (IV) alebo oxid vanadičitý;

V205 je oxid vanadičitý alebo oxid divanáditý.

Klasifikácia oxidov

Podľa ich reaktivity možno oxidy rozdeliť na soľotvorné a nesolotvorné (ľahostajné). Oxidy tvoriace soľ sa ďalej delia na zásadité, kyslé a amfotérne.

Základné oxidy. Získanie základných oxidov a ich chemických vlastností

Hlavné oxidy sú tie, ktorým zodpovedajú zásady. Napríklad Na20, CaO sú zásadité oxidy, pretože zodpovedajú zásadám NaOH, Ca (OH) 2.

Získavanie zásaditých oxidov

1. Interakcia kovu s kyslíkom. Napríklad: 4 Li + O2 → 2 Li2O.

2. Rozklad pri zahrievaní kyslíkových zlúčenín: uhličitany, dusičnany, zásady. Napríklad:

.

Chemické vlastnosti zásaditých oxidov

1. Interakcia s vodou. Pokiaľ ide o vodu, zásadité oxidy sa delia na rozpustné a nerozpustné. Rozpustné sú oxidy alkalických kovov () a kovov alkalických zemín ( ). Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré sa rozpúšťajú vo vode, tvoria vo vode rozpustné zásady, ktoré sa nazývajú zásady. Oxidy iných kovov sú nerozpustné vo vode. Napríklad:

Na20 + H20 → 2NaOH;

CaO + H20 → Ca (OH) 2.

2. Zásadité oxidy interagujú s kyselinami za vzniku soli a vody. Napríklad:

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

3. Zásadité oxidy interagujú s kyslými oxidmi za vzniku soli. Napríklad:

CaO + SO3 → CaSO4

Kyslé oxidy. Získavanie kyslých oxidov

a ich chemické vlastnosti

Kyslé oxidy zodpovedajú kyselinám. Napríklad CO2, P2O5, SO3 sú kyslé oxidy, pretože zodpovedajú kyselinám H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Získavanie kyslých oxidov

1. Spaľovanie nekovov. Napríklad: S + O2 → SO2;

2. Spaľovanie zložitých látok. Napríklad: СН4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2О;

3. Rozklad pri zahrievaní kyslíkových zlúčenín: uhličitany, dusičnany, hydroxidy. Napríklad:

;

Chemické vlastnosti kyslých oxidov

1. Interakcia s vodou. Väčšina kyslých oxidov reaguje priamo s vodou za vzniku kyseliny. Jedinou výnimkou sú oxidy kremíka (SiO2), telúru (TeO2, TeO3), molybdénu a volfrámu (MoO3, WO3). Napríklad:

СO2 + H2O ↔ Н2СО3

2. Kyslé oxidy reagujú s bázami za vzniku soli a vody. Napríklad:

S03 + 2 NaOH → Na2SO4 + H20

3. Kyslé oxidy interagujú s bázickými a tvoria soľ. Napríklad:

3CaO + P2O5 → Ca3 (PO4) 2

4. Prchavé kyslé oxidy sú schopné vytlačiť z ich solí prchavejšie. Napríklad neprchavý kyslý oxid kremičitý (IV) vytláča prchavý kyslý oxid CO2 zo svojej soli CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2.

Amfoterné oxidy

Amfoterné oxidy sú také, ktoré v závislosti na podmienkach vykazujú zásadité alebo kyslé vlastnosti, to znamená, že majú dvojité vlastnosti.

1. Amfoterné oxidy neinteragujú s vodou.

2. Amfoterné oxidy interagujú s kyselinami. Napríklad:

Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O

3. Amfoterné oxidy interagujú s bázami. Napríklad:

Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H20

4. Amfoterné oxidy interagujú s bázickými a kyslými oxidmi.

Al2O3 + 3 SO3 https://pandia.ru/text/78/037/images/image008_73.gif "width \u003d" 43 "height \u003d" 29 src \u003d "\u003e 2 NaAlO2

Hydroxidy sú zložité viacprvkové chemické zlúčeniny, ktoré obsahujú atómy určitého prvku, kyslík a vodík. Chemická podstata hydroxidov je určená vlastnosťami zodpovedajúcich oxidov. Preto sú hydroxidy rozdelené do troch veľkých skupín:

1. Hydráty kyslých oxidov, ktoré sa nazývajú kyseliny, napríklad H2SO4.

2. Hydráty zásaditých oxidov, ktoré sa nazývajú zásady, napr. Ba (OH) 2.

3. Hydráty amfoternej kyseliny, ktoré sa nazývajú amfotérne hydroxidy, napr. Be (OH) 2.

Nadácie

Bázy sú elektrolyty, ktoré sa disociujú vo vodnom roztoku za vzniku katiónu kovu (alebo amónneho iónuNH4 +) a OH– hydroxoskupina.

Základné názvy

Všeobecný základný vzorec: Me (OH) n. Podľa medzinárodnej nomenklatúry sú názvy báz zložené zo slova hydroxid a názvu kovu. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca (OH) 2 je hydroxid vápenatý. Ak prvok vytvára niekoľko zásad, potom jeho názov označuje v zátvorkách stupeň jeho oxidácie v zátvorkách: hydroxid Fe (OH) 2 - železo (II), hydroxid Fe (OH) 3 - železo (III).

Okrem týchto mien sa z niektorých najdôležitejších dôvodov používajú aj iné, hlavne tradičné ruské názvy. Napríklad hydroxid sodný NaOH sa nazýva hydroxid sodný, hydroxid vápenatý Ca (OH) 2 - hasené vápno, KOH - žieravý draslík.

Počet OH– skupín obsiahnutých v základnej molekule určuje jej kyslosť. Na tomto základe sa zásady rozdelia na jednokyselinové (KOH), dvojkyselinové (Cu (OH) 2) a trojkyselinové (Cr (OH) 3).

Hydroxidy, ktoré sú rozpustné vo vode, sa nazývajú alkálie. Jedná sa o hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2.

Metódy získavania zásad a zásad

1. Vo vode rozpustné zásady (zásady) sa získavajú interakciou alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou.

2Na + 2Н20 → 2NaOH + H2

2. Vo vode rozpustné zásady (zásady) sa získavajú interakciou oxidov alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou.

Na20 + H20 → 2NaOH

3. Alkálie sa dajú získať elektrolýzou vodných roztokov zodpovedajúcich solí (napríklad hydroxid sodný sa dá získať elektrolýzou roztoku NaCl).

2 NaCl + 2 H20 → 2 NaOH + H2 + Cl2

Katóda: 2 H2O + 2e– → H2 + 2 OH–

Anóda: 2 Cl– - 2e– → Cl2

4. Mierne rozpustné alebo nerozpustné vo vodných bázach sa získavajú interakciou roztokov zodpovedajúcich solí s roztokmi alkálií. Napríklad:

Chemické vlastnosti zásad

Bázy sú vo väčšine prípadov pevné látky. Pokiaľ ide o vodu, je módne ich rozdeliť do dvoch skupín: vo vode rozpustné - zásady a nerozpustné vo vode. Alkalické roztoky sú na dotyk mydlové. Zmeňte farbu indikátorov: lakmusový papierik modrej farby, fenolftaleín malinovej farby, metyl oranžová farba žltou.

1. Elektrolytické vlastnosti báz. Jednou z najcharakteristickejších vlastností báz je elektrolytická schopnosť disociácie v kvapalnom stave. Po disociácii bázy sa vytvorí hydroxylová skupina OH a hlavným zvyškom je katión.

Disociácia báz obsahujúcich jednu hydroxylovú skupinu OH– prebieha v jednom kroku:

KOH ↔ K + + OH–.

Bázy obsahujúce niekoľko hydroxoskupín v molekule sa disociujú postupne s postupnou elimináciou OH– iónov.

Katión vzniknutý po odštiepení jedného alebo viacerých hydroxidových iónov z molekuly hydroxidu sa nazýva hlavný zvyšok. Počet bázických zvyškov zodpovedajúcich danému hydroxidu sa rovná počtu OH-hydroxoskupín v molekule hydroxidu.

Názov hlavného zvyšku je tvorený z ruského názvu kovu v zložení zvyšku s prídavkom slova „ión“. Ak zvyšky obsahujú jednu alebo dve hydroxoskupiny, k názvu kovu sa pridajú predpony „hydroxo“ alebo „dihydroxo“.

Napríklad: Fe (OH) 3 «OH– + Fe (OH) 2+ dihydroxiron (III) -ion

Fe (OH) 2+ «OH– + FeOH2 + hydroxy-železitý (III) -ión

FeOH2 + «OH– + Fe3 + ión železa (III)

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú všetky všeobecné vlastnosti zásad (mydlivosť na dotyk, farebná zmena indikátorov, interakcia s kyselinami, oxidy kyselín, soli) spôsobené prítomnosťou hydroxidových iónov v ich zložení.

2. Interakcia s kyselinami. Toto je neutralizačná reakcia vedúca k tvorbe solí a vody:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H20.

3. Alkálie interagujú s kyslými oxidmi:

Ca (OH) 2 + CO2 → CaCO3 + H20.

4. Alkálie interagujú s soľnými roztokmi. Táto interakcia nastáva, ak sa po reakcii vytvoria slabo rozpustné alebo slabé zásady. Napríklad:

2 KOH + CuSO4 → Cu (OH) 2 ° + K2SO4.

5. Po zahriatí sa nerozpustné zásady rozkladajú na oxid a vodu. Napríklad:

2 Fe (OH) 3 Fe203 + 3 H20.

Amfoterné hydroxidy

Amfotericitou hydroxidov sa rozumie schopnosť slabo rozpustných hydroxidov kovov vykazovať kyslé alebo zásadité vlastnosti v závislosti od povahy interakcie kyselina - báza. Nasledujúce hydroxidy sú amfotérne: Al (OH) 3, Zn (OH) 2, Cr (OH) 3, Be (OH) 2, Ge (OH) 2, Sn (OH) 4, Pb (OH) 2 atď.

Vzorec pre amfotérny hydroxid je obvykle napísaný podľa vzorca pre bázu Me (OH) n, ale môže byť tiež predstavovaný ako kyselina HnMeOm. Napríklad Zn (OH) 2 je hydroxid zinočnatý alebo H2ZnO2 je kyselina zinočnatá; Al (OH) 3 - hydroxid hlinitý alebo HAlO2 - meta-hlinitá kyselina (H3AlO3 - orto-hliníková kyselina).

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Amfoterné hydroxidy môžu vďaka svojej dualite reagovať s kyselinami aj zásadami.

1. Pri interakcii so silnými kyselinami sa tvoria soľ a voda; amfoterný hydroxid vykazuje základné vlastnosti.

2. Pri interakcii so silnými zásadami (zásadami) sa vytvára soľ a voda; zatiaľ čo amfoterný hydroxid vykazuje kyslé vlastnosti a musí sa v rovnici použiť jeho kyslá forma.

H2ZnO2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O

ziničnan sodný

НAlO2 + NaOH NaAlO2 + H2O (fúzia)

meta-hlinitan sodný

3. Amfoterné hydroxidy tvoria komplexné zlúčeniny s vodnými roztokmi alkálií:

Zn (OH) 2 + 2 NaOH → Na2

Amfoterné hydroxidy sú nerozpustné zlúčeniny. Získanie amfotérnych hydroxidov je možné iba nepriamo - interakciou alkálií so soľami zodpovedajúcich kovov.

CuSO4 + 2 NaOH → Cu (OH) 2¯ + Na2SO4

Kyseliny

Kyseliny sú elektrolyty, ktoré sa disociujú vo vodnom roztoku a vytvárajú vodíkový katión H + a anión kyslého zvyšku.

Názvy kyselín

Kyselinový vzorec sa všeobecne píše ako Нme alebo НmEOn, kde E je prvok tvoriaci kyselinu.

Chemickým zložením, konkrétne absenciou alebo prítomnosťou atómov kyslíka v molekulách, sa kyseliny delia na kyseliny obsahujúce kyslík (H2SO4, HNO3) a kyslík neobsahujúce (H2S, HF, HCl).

Kyseliny majú tradičné a systematické názvy založené na názvoslovných pravidlách IUPAC pre komplexné zlúčeniny.

Tradičný názov pre kyselinu sa skladá z dvoch slov. Prvé slovo je prídavné meno s koreňom z ruského názvu pre kyselinotvorný prvok, druhým je slovo „kyselina“, napríklad kyselina sírová, kyselina dusičná. V názvoch kyselín obsahujúcich kyslík sa na označenie oxidačného stavu kyselinotvorného prvku používajú nasledujúce prípony:

–Н, –ов, –ев - (najvyšší alebo akýkoľvek jednotlivý oxidačný stav), ako HClO4 - kyselina chlórová, H2SO4 - kyselina sírová, HMnO4 - kyselina mangánová; H2SiO3 - kyselina metasilicic.

- trochu - (stredný oxidačný stav +5), ako HClO3 - chlórová, HIO3 - jódová, H2MnO4 - kyselina manganičitá.

–Ovist, –ist - (medziproduktový oxidačný stav +3, +4), ako H3AsO3 - kyselina ortoárna; HClO2 - chlorid; HNO2 - dusíkatý.

- nepárne - (najnižší kladný stupeň +1), ako HClO - chlórnatý.

Ak prvok v rovnakom oxidačnom stave tvorí niekoľko kyselín obsahujúcich kyslík, potom sa k názvu kyseliny s nižším obsahom atómov kyslíka pridá predpona „meta“ s najväčším počtom - predpona „orto“: НРО3 - kyselina metafosforečná, Н3РО4 - kyselina ortofosforečná (oxidačný stav) fosfor je +5).

Názvy anoxických kyselín sú odvodené od názvu nekovu s koncovkou „o“ a doplnením slova vodík:

HF - kyselina fluorovodíková alebo kyselina fluorovodíková

HCl - chlorovodíková alebo kyselina chlorovodíková

Názvy kyselinových a kyslých zvyškov

Metódy získavania kyselín

1. Interakcia kyslého oxidu s vodou. Napríklad:

SO2 + H20 → H2SO3

Výnimkou sú SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, ktoré neinteragujú s vodou.

2. Ak je kyslá kyselina nerozpustná vo vode, potom sa zodpovedajúce kyseliny získavajú nepriamo, a to pôsobením inej kyseliny na zodpovedajúcu soľ. Napríklad:

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3 ¯

3. Kyseliny Anoxové sa získavajú interakciou nekovov s vodíkom, po ktorej nasleduje rozpustenie produktov vo vode. Napríklad:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

Chemické vlastnosti kyselín

Kyseliny sú kvapaliny (H2SO4, HNO3) alebo pevné látky (H3PO4). Mnoho kyselín je vysoko rozpustných vo vode. Vodné roztoky kyselín majú kyslú chuť a menia farbu indikátorov: lakmusu dávajú červenú farbu, metylovo oranžovú - ružovú.

1. Elektrolytické vlastnosti kyselín. Podľa teórie elektrolytickej disociácie sa kyseliny nazývajú látky, ktoré sa vo vodných roztokoch disociujú za tvorby vodíkových iónov H +, ktoré určujú všetky všeobecné vlastnosti kyselín (kyslá chuť roztokov, farbenie lakmusovej červene, interakcia s kovmi atď.).

Počet vodíkových iónov kyseliny, ktoré je možné nahradiť katiónmi kovov, určuje zásaditosť tejto kyseliny a počet disociačných krokov. Takže HCl, H2SO4, H3PO4 sú príkladmi jedno-, dvoj- a trojsýtnych kyselín.

K disociácii monobázickej kyseliny chlorovodíkovej HCl dochádza v jednom stupni:

HCl «H + + Cl–

Zodpovedá to jednému kyslému zvyšku - chloridovému iónu Cl–.

Kyselina uhličitá, ktorá je kyselinou dibázovou, sa disociuje v dvoch fázach s tvorbou zvyškov kyselín:

С2СО3 «Н + + НСО3– hydrogenuhličitanový ión

НСО3– «Н + + СО32– uhličitanový ión

Kyselina ortofosforečná Н3РО4 disociuje v troch krokoch za vzniku troch kyslých zvyškov:

Р3РО4 «Н + + Н2РО4– dihydroortofosfátový ión

Р2РО4– «Н + + НРО42– hydrogénfosforečnanový ión

НРО42– «Н + + РО43– ortofosfátový ión

Ak kyslý zvyšok obsahuje jeden vodíkový ión, potom sa k jeho názvu pridá predpona „hydro“, ak sú dva vodíkové ióny „dihydro“.

2. Interakcia s bázami, ktorá vedie k tvorbe soli a vody.

HCl + NaOH → NaCl + H20

3. Interakcia so zásaditými oxidmi.

2 HCl + CaO → CaCl2 + H20

4. Interakcia so soľami. Kyseliny reagujú so soľami, ak je výsledkom slabšia kyslá, slabo rozpustná alebo prchavá zlúčenina.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 HCl

4. Interakcia kyselín s kovmi (s tvorbou solí a vývojom vodíka).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2

Kovy so štandardným elektródovým potenciálom väčším ako vodík neinteragujú s kyselinami. Pri interakcii kovov s koncentrovanou kyselinou sírovou, koncentrovanou a zriedenou kyselinou dusičnou sa vodík nevyvíja.

Soľ

Soli sú elektrolyty, ktoré sa disociujú vo vodnom roztoku za vzniku katiónov zásaditých zvyškov a aniónov kyslých zvyškov.

Vzorec a názov soli

Zloženie soli je opísané vzorcom, v ktorom je na prvom mieste uvedený katiónový vzorec a na druhom mieste je aniónový vzorec. Názvy solí sú odvodené od názvu zvyšku kyseliny (v nominatívnom prípade) a názvu zásaditého zvyšku (v prípade genitívu), z ktorého sa soľ skladá. Oxidačný stav kovu tvoriaceho katión je v prípade potreby vyznačený rímskymi číslicami v zátvorkách. Napríklad K2S je sulfid draselný, FeSO4 je síran železnatý, Fe2 (SO4) 3 je síran železitý.

Anión kyseliny anoxovej má koncový id. Napríklad FeCl3 je chlorid železitý.

Názvy kyslých solí sa tvoria rovnakým spôsobom ako priemerné, ale k názvu aniónu sa pridáva predpona "hydro", ktorá naznačuje prítomnosť atómov vodíka, ktorých počet je označený gréckymi číslicami: di, tri a. atď. Napríklad: Fe (HSO4) 3 - hydrogensíran železitý, NaH2PO4 - dihydrogénfosforečnan sodný.

Názvy bázických solí sa tvoria rovnakým spôsobom ako priemerné, ale k názvu katiónu sa pridáva predpona "hydroxo", ktorá naznačuje prítomnosť skupín hydroxo, ktorých počet je označený gréckymi číslicami: di, tri a. atď. Napríklad: (CuOH) 2CO3 - hydroxomovaný (II) karbonát, Fe (OH) 2Cl - dihydroxiron (III) chlorid.

Soli sú klasifikované ako stredné, kyslé a zásadité.

Stredné (normálne) soli neobsahujú v molekule žiadne atómy vodíka alebo hydroxylové skupiny. Disociujú takmer úplne (nie postupne) a vytvárajú kovové katióny a anióny kyslých zvyškov:

K2S «2 K + + S2–

AlCl3 «Al3 + + 3 Cl–

Stredné soli je možné získať úplnou výmenou atómov vodíka v molekulách kyselín atómami kovov alebo úplnou výmenou hydroxoskupín v zásadách za kyslé zvyšky. Napríklad:

Zn (OH) 2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H20

Kyselinové soliSú soli, ktorých kyslý zvyšok obsahuje vodík, napríklad KHS, Fe (HSO4) 3. Takéto soli disociujú v krokoch. Spočiatku (podľa prvého stupňa) sa soľ úplne disociuje na kovové katióny a anióny kyslého zvyšku:

KHS «K + + HS– (úplná disociácia)

Potom sa kyslý zvyšok disociuje v menšej miere (čiastočne) postupným štiepením vodíkových katiónov:

HS– «H + + S2– (čiastočná disociácia)

Podľa svojich vlastností sú kyslé soli medziproduktmi medzi priemernými soľami a kyselinami. Rovnako ako kyseliny sú zvyčajne vysoko rozpustné vo vode a sú schopné neutralizačnej reakcie.

Kyselinové soli tvoria iba viacsýtne kyseliny v prípade neúplného nahradenia atómov vodíka v kyseline atómami kovov (prebytok kyseliny). Napríklad:

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H20

hydrogénsíran sodný

Monobázické kyseliny (HCl, HNO3) netvoria kyslé soli.

Zásadité soli Sú soli, ktorých katióny obsahujú jednu alebo viac hydroxoskupín, napríklad (CuOH) 2CO3, (FeOH) Cl2.

Zásadité aj kyslé soli sa disociujú postupne. V prvom stupni dochádza k úplnej disociácii zásaditého zvyšku a aniónov kyslého na katióny a potom dochádza k čiastočnej disociácii zásaditého zvyšku. Napríklad uhličitan hydroxomovaný (II) v prvom stupni úplne disociuje:

(CuOH) 2CO3 «2 CuOH + + CO32–, (úplná disociácia)

potom sa bázický zvyšok čiastočne disociuje ako slabý elektrolyt na ióny:

CuOH + «Cu2 + + OH– (čiastočná disociácia)

Zásadité soli sú spravidla ťažko rozpustné a pri zahrievaní za uvoľňovania vody sa rozkladajú.

Zásadité soli sú tvorené iba polykyselinovými bázami v prípade neúplnej substitúcie hydroxylových skupín bázy kyslými zvyškami (nadbytok bázy). Napríklad:

Mg (OH) 2 + HCl → MgOHCl + H20

hydroxomagnéziumchlorid

Získavanie solí

Stredné soli je možné získať interakciou látok:

1. kov s nekovom. Napríklad:

2. kov s kys. Napríklad:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

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

3. bázický oxid s kys. Napríklad:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H20

4. kyslý oxid so zásadami. Napríklad:

CO2 + Ca (OH) 2 → CaCO3 + H20

5. zásada s kyselinou (neutralizačná reakcia). Napríklad:

Ca (OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H20

6. dve rôzne soli. Napríklad:

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 NaCl

7. zásady so soľami. Napríklad:

3 KOH + FeCl3 → 3 KCl + Fe (OH) 3 °

8. vytesnenie pasívneho kovu z roztoku jeho soli aktívnejším kovom (v súlade s množstvom kovových napätí). Napríklad:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. interakcia kyslého oxidu s bázickým. Napríklad:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Kyselinové soli je možné získať:

1. keď báza interaguje s prebytkom kyseliny alebo oxidu kyslého. Napríklad:

Pb (OH) 2 + 2 H2SO4 → Pb (HSO4) 2 + 2 H2O

Ca (OH) 2 + 2 CO2 → Ca (HCO3) 2

2. v interakcii strednej soli s kyselinou, ktorej kyslý zvyšok je súčasťou tejto soli. Napríklad:

PbSO4 + H2SO4 → Pb (HSO4) 2

Získajú sa zásadité soli:

Keď kyselina reaguje s prebytkom zásady. Napríklad:

HCl + Mg (OH) 2 → MgOHCl + H20

Keď stredná soľ interaguje s zásadou:

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

Kyselinové alebo zásadité soli sa tvoria hydrolýzou stredných solí:

Na2C03 + H20 → NaHC03 + NaOH

Al2 (SO4) 3 + H2O → 2 AlOHSO4 + H2SO4

Chemické vlastnosti solí

1. V sérii štandardných elektródových potenciálov každý predchádzajúci kov vytláča z roztokov svojich solí ďalší. Napríklad:

Zn + Hg (N03) 2 → Zn (N03) 2 + Hg

Soli interagujú s alkáliami. Napríklad:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu (OH) 2¯ + Na2SO4

Soli interagujú s kyselinami:

CuSO4 + H2S → CuS¯ + H2SO4

Mnoho solí navzájom interaguje:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3¯ + 2 NaCl

Pri zostavovaní chemických rovníc reakcií je potrebné pamätať na to, že reakcia prebieha, ak sa jeden z výsledných produktov vyzráža, uvoľňuje vo forme plynu alebo je slabo disociovanou zlúčeninou.

Konverzia kyslých a zásaditých solí na médium

1. Interakcia kyslej soli s hydroxidom toho istého kovu:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H20

2. Interakcia kyslej soli so soľou rovnakého kovu, ale odlišnej kyseliny:

KHSO4 + KСl → K2SO4 + HCl

3. Tepelný rozklad kyslých solí:

Ca (HCO3) 2 → CaCO3 + CO2 + H20

4. Interakcia zásaditej soli s príslušnou kyselinou:

2 FeOHSO4 + H2SO4 → Fe2 (SO4) 3 + 2 H2O

Oxidačný stav

Pri klasifikácii rôznych látok, zostavovaní vzorcov chemických zlúčenín a popisovaní ich vlastností sa používa charakteristika stavu atómov prvkov - oxidačný stav. Oxidačný stav je kvantitatívna charakteristika stavu atómu prvku v zlúčenine.

Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v molekule chemickej zlúčeniny, vypočítaný za predpokladu, že všetky molekuly chemickej zlúčeniny sú zložené z iónov, to znamená, že bežné elektrónové páry idú k najelektronegatívnejšiemu prvku.

Oxidačný stav môže byť negatívny, pozitívny alebo nulový. Oxidačný stav je označený arabskými číslicami so znamienkom (+) alebo (-) pred číslom a napísaný nad symbolom prvku vo vzorci chemickej zlúčeniny.

Záporná hodnota oxidačného stavu sa pripisuje atómu, ktorý k sebe priťahoval elektróny, a jeho hodnota rovnajúca sa počtu priťahovaných elektrónov je označená znamienkom (-).

Pozitívny oxidačný stav je určený počtom elektrónov odobratých z daného atómu a je označený znamienkom (+).

Pri výpočte oxidačných stavov atómov sa používa nasledujúca sada pravidiel:

1) v molekulách jednoduchých látok je oxidačný stav atómu nulový;

2) vodík v zlúčeninách s nekovmi má oxidačný stav (+1), s výnimkou hydridov, v ktorých je oxidačný stav vodíka (–1);

3) kyslík vo všetkých komplexných zlúčeninách má oxidačný stav (–2), s výnimkou OF2 a rôznych peroxidových zlúčenín.

4) fluór ako najelektronegatívnejší prvok má oxidačný stav (–1) vo všetkých zlúčeninách;

5) halogény v zlúčeninách s vodíkom a kovmi vykazujú negatívny oxidačný stav (–1) a v kyslíku pozitívny, s výnimkou fluóru.

6) všetky kovy v ich zlúčeninách sa vyznačujú iba pozitívnymi oxidačnými stavmi, vrátane alkalických kovov majú oxidačný stav (+1) a kovy alkalických zemín - (+2);

7) súčet oxidačných stavov všetkých atómov v molekule je nula, súčet oxidačných stavov všetkých atómov v komplexnom ióne sa rovná náboju tohto iónu.

Klasifikácia anorganických látok s príkladmi zlúčenín

Teraz poďme podrobnejšie analyzovať vyššie uvedenú klasifikačnú schému.

Ako vidíme, v prvom rade sa všetky anorganické látky delia na jednoduché a zložité:

Jednoduché látky nazývať také látky, ktoré sú tvorené atómami iba jedného chemického prvku. Napríklad jednoduché látky sú vodík H 2, kyslík O 2, železo Fe, uhlík C atď.

Medzi jednoduchými látkami sa rozlišujú kovy, nekovya vzácne plyny:

Kovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod bór-astatínovou uhlopriečkou, ako aj všetkými prvkami nachádzajúcimi sa v bočných skupinách.

Ušľachtilé plyny tvorené chemickými prvkami skupiny VIIIA.

Nekovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad bór-astatickou uhlopriečkou, s výnimkou všetkých prvkov sekundárnych podskupín a vzácnych plynov nachádzajúcich sa v skupine VIIIA:

Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s názvami chemických prvkov, z ktorých atómov sú tvorené. Avšak pre mnoho chemických prvkov je fenomén ako alotropia rozšírený. Alotropia je jav, keď je jeden chemický prvok schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslík môžu existovať molekulárne zlúčeniny vzorcov O 2 a O 3. Prvá látka sa zvyčajne nazýva kyslík rovnakým spôsobom ako chemický prvok, ktorého atómy sa tvoria, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Jednoduchá látka uhlík môže znamenať ktorúkoľvek z jeho alotropických modifikácií, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Pod jednoduchou látkou fosfor možno rozumieť jeho alotropické modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosfor, čierny fosfor.

Komplexné látky

Komplexné látky sa nazývajú látky tvorené atómami dvoch alebo viacerých chemických prvkov.

Napríklad komplexnými látkami sú napríklad amoniak NH3, kyselina sírová H2S04, hasené vápno Ca (OH) 2 a nespočetné množstvo ďalších.

{!LANG-992e71aed7a75b213fe8ebb29986e726!}

Oxidy {!LANG-f4ada4adaee6d865d7435d1f9dc32012!}

{!LANG-7f542ef2b1d1f70d23c87c5f62faba76!}

{!LANG-14d21837280f42dcc7ca12ca62fc6eea!}

{!LANG-363a49175bc8b50f3f34b383778774b5!}

{!LANG-5c9040b0b6e7a2f16ceb6fc4dd03fdfa!}

{!LANG-6c59ee00aa17f78241880ee36e6a702a!}

{!LANG-d7b2dae3d243e304ada271129d8ac448!}

{!LANG-76ad7644db713de6bbf09c2a4082a519!}

{!LANG-2c15247a346c163f3a78dcbcb720e1c2!}

{!LANG-e5db1d141e477e55864a8aa284a29afe!}

{!LANG-903f17f2809228676ba419fc05956025!} {!LANG-9c6be60a2f37f8e81fda8c731d4eb026!} a {!LANG-bd67101dc2e24fdd2884f2acdea86b69!}.

{!LANG-b15d352b9747732b12519dcfe63b5fc3!}

{!LANG-949ecb0ecd2f066fa2a2127d960bf24a!} {!LANG-ffbbe8b0841b82c5d427d138590d802e!}, {!LANG-aff346023862f3844711d26ecdf6ba17!} a {!LANG-63ed58890d342b373b2562afbde78f84!}.

{!LANG-a275478178f02988d474f1a99c5a7d46!}{!LANG-832d2770f7862fd3ce138d25e4a88eb0!}

{!LANG-6c9f7e33252c3c95b322c85adf22391f!}{!LANG-0e8ade8e72dda12eec7d2823dc2aa1ed!}

{!LANG-e887ee195fbc363cc913c61033b40b2d!}{!LANG-7f507aa46178b21bb8de9158de994aae!}

{!LANG-9214480939ed1981391ddc7c330a609e!}

{!LANG-4ca970ffac0efd6ddc06cef199534acd!}

{!LANG-c80e01be7258c0aa8e74f91410e2663d!}

Nadácie {!LANG-6d8b0b5c0fbeb9cd0d3e13582d9254c6!} {!LANG-401b30e3b8b5d629635a5c613cdb7919!}{!LANG-80af73652606b41f931c9d93bbe7b716!}

{!LANG-1a8f626b2b5a472dcb6c95f676198926!}

{!LANG-c720d306c658e23efb3aa64e3d6801ab!}

{!LANG-d6f1b039fabaec8c3d91a6b628bdcdb2!}

{!LANG-ab5abb027786f0dc644e423ba7806125!} {!LANG-4e99037402bdacfbfebdcb21f07d6261!}{!LANG-0ef41aa5810d0e3a26dca7513cc48283!} {!LANG-0d83ccd77505420b32a6df78d903ae96!}{!LANG-38e23adbed2f39a1bb6b73a9a19fea51!}

{!LANG-052a98d6615eb87f043506804732562e!}

{!LANG-880fc8ed9b971a42dd1671ab0888bc7f!}

{!LANG-13cde0b5c5b41c47b99bf461acfc00cc!}

{!LANG-3b6d1a73f26b8a7884dfddb037b246fd!}

{!LANG-5c9040b0b6e7a2f16ceb6fc4dd03fdfa!}

{!LANG-0bbe2b234c078763ab5afac52f3e3edf!}

{!LANG-b6b5e5717cd82fdd9bb0cd00fcea3bde!}

{!LANG-d49254a4d0ca4bf8d72bf1f91f432995!}

{!LANG-014cfb32ae7d640f5d67d4fea9d7123b!}

{!LANG-241c86f863345059b1a5d3bfb2cb7700!}

{!LANG-58b27d62a2ab5cddc803c698da5d30e5!}

Kyseliny {!LANG-b5a4cb1ec98129810e07e46baf749b81!}

{!LANG-36b0819d10736c6198f221d136d8b2a7!}

{!LANG-e513365cb41a8a4a9ea36f84b11edfca!}

{!LANG-e3e6dc4cae3b06e95d653865b5b6f18a!}

{!LANG-0ec7044f70b73eb66782682157c168b8!}

{!LANG-3685dda5c19e4d5314ca8599220391a5!} {!LANG-4cb89f9ac36f7501bdd11b7e506b78a8!}{!LANG-31bda3b6506fbbfdc32c0e77b89f7fe9!}

{!LANG-4b3a4a0bd5b789fa690336dd5d3bcddb!} {!LANG-583ef138035be0785cc749d6134d49ad!}{!LANG-881e83cb6644bf15d88cd759482bc72b!}

{!LANG-0e25cd698b5a019f8f41ef5c5861c854!} {!LANG-5bbb9f25e66469a4c6fc88560ae45239!}{!LANG-dc09320c2d87c4c45d2c1a151c6d598d!}

{!LANG-9015978b51dd079986834f8180110399!}

{!LANG-66fd733b8cfad7b5c1af3bda27933733!} {!LANG-7c898ad7c07ac919cf181064b79e7012!}.

{!LANG-fed2cc7bef99827a60d66ee54eda4b64!}

{!LANG-87cc3a5fc5b25b9307c32515de933364!}

{!LANG-c07fdfbf713fb569afa9a1f5a9e17aef!}

{!LANG-29a969a8e0ae0f36ce73d88040ac95a5!}

{!LANG-e7f501e2a151c45c8e3781de23fec831!}

{!LANG-5c9040b0b6e7a2f16ceb6fc4dd03fdfa!}

{!LANG-2f18b384566400a1188388015adbad6b!}

{!LANG-d6d471e367d7d549a1c3f186fa42128c!}

{!LANG-6d84a507f1aebfa23924030bddaa3b6d!}

{!LANG-27f7f5669a6b34f01f4d7b9abccd6f2b!}

{!LANG-5dad31f9fdd0bb8009fcad6bef6305b7!}

{!LANG-f42344b6ac31917304d2fe55bbcf8963!}

{!LANG-52d11e098ebaecdc37174018c63af9be!}

{!LANG-215c4bd72ca4f133106ad6dc8fabb907!}

{!LANG-17b57c8bd91ffbb3c0fe0b1dc48e3502!}

{!LANG-141117a82ca9f226dee2d47d1706ac4a!}

Amfoterné hydroxidy {!LANG-5233908634eb4ee573ad8488de4e0b9d!}

{!LANG-96e87fd17b4d64a3b3e850cdbeeea90a!}

{!LANG-23e6d18ad8be6fdab5af27f04d6b4034!}

{!LANG-dc4edc8845368644e9033dd6095bf612!}

{!LANG-5bb33215d8527f06807785f64e63c633!}

{!LANG-3a4790ae55cf0277786c085cd1e4bd1a!}

Soľ {!LANG-ae7b66dade65e2136dd75ce5b7cd7384!}

{!LANG-5c02190ed8ce6e53f0240aec12f18062!}

{!LANG-187dfc901164a2af6f31f4626139974b!}

{!LANG-4acae9f0f4b10df5d134dca8e11bf9c7!}

{!LANG-5f0740f666c71e3a39ae998e283ad9ab!}

{!LANG-3a4e3894162fd58014a85999cb744572!}

{!LANG-aeb4dddf1340783e3f6963fa7c7398e5!} {!LANG-463a59158e8c571d5ca59544013ae442!}{!LANG-c794fe320840f875be456d046bb348d9!} {!LANG-4af7de2ed395ce0d8cddd93ccffc6e80!}{!LANG-b209e2c81b9a259a50f85c6bac98f3df!}

{!LANG-40f6dd73aba5e589126821f2f490f2c1!}

{!LANG-2874472205592a7cb0a9eb6f97e511c6!} {!LANG-300ba1936318ad66721bc59c26e6454e!}{!LANG-157c7d1addaddcf4832382e300e0004c!} {!LANG-300ba1936318ad66721bc59c26e6454e!}{!LANG-b8ef1cd166de308f7524aed5681b85b3!}

{!LANG-c363f1b1a93f2e72baba31189aebc0f5!} podvojné soli{!LANG-f2c7500dfda0b89d2b97c8b1bf84c1c4!}

{!LANG-dedd3d6aabcd46b9b54ba32fb90b7e49!}

{!LANG-1e38f11665fdfef67acb36e4e808ad95!}

{!LANG-5ee595be77835b61e1406721378fcf6e!}

{!LANG-f2181611bec558268340f5f5c262542d!}

{!LANG-1984b0166e1e8e103e9510cf06bc3929!}

{!LANG-b17262335fe22a0f7be17fbe168f5dd1!}

{!LANG-48c840507ff61452831dc493e9172ec8!}

{!LANG-875b402fa7f61f9d1527b3b196183149!}

{!LANG-ee66b21542cf7265c61891b31f4f45b5!}

{!LANG-004122a6d15886d12cb5b101197ce15e!}

{!LANG-77ed13907d85947ac6546dba520174dc!}

{!LANG-40440a828e7e0c1ac7041a1657fad526!}

{!LANG-fdc6cef1a7997d630668ddeb0a354aea!}

{!LANG-740de1216da3c0208e651d90df218cbb!}

{!LANG-5c9040b0b6e7a2f16ceb6fc4dd03fdfa!}

{!LANG-1c50cdc091398380d775f76410ed4d92!}

{!LANG-ac9e821b53cea44371ab870350f60b0c!}

{!LANG-bba37da616ba8766e7d759532c080a3a!}

{!LANG-a4a4d2d7c13b5d4e2abdf21f88cedd90!}

{!LANG-6bb1222d60412df4fc52371579cb4c7a!}

{!LANG-ecd577bc91d5b17ea541d0e2b701093d!}

{!LANG-8781072e72e1695710146a338630fb6e!}

{!LANG-e7b544f2cc60b0b77b5f8d6d814f7258!}

{!LANG-7ee70f0a915ec8f92eff9e6a8845284a!}