V školskom kurze sa študujú štyri hlavné triedy komplexných látok: oxidy, zásady, kyseliny, soli.

Oxidy

- toto komplexné látkyzložený z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík.

Oxidy sa delia na:

nesolotvorný - neinteragujú s kyselinami alebo zásadami a netvoria soli. Ide o oxid dusnatý (N) O, oxid dusnatý (II) NO, oxid uhoľnatý (II) CO a niektoré ďalšie.

soľotvorná - pri interakcii s kyselinami alebo zásadami tvoria soľ a vodu.

Na druhej strane sa delia na:

hlavný - dôvody im zodpovedajú. Patria sem oxidy kovov s nízkym oxidačným stupňom (+1, +2). Všetko sú to pevné látky)

kyslé - zodpovedajú kyselinám. Patria sem oxidy nekovov a oxidy kovov s vysokými oxidačnými stavmi. Napríklad oxid chromitý (Cr) 3, oxid manganičitý (Mn207).

amfotérny - v závislosti od podmienok vykazovať zásadité alebo kyslé vlastnosti, t.j. majú dvojaké vlastnosti. Jedná sa o oxid zinočnatý ZnO, oxid hlinitý Al 2 O 3, oxid železitý (III) Fe 2 O 3, oxid chromitý (Cr) O 3.

Typické reakcie bázických oxidov

1. Zásaditý oxid + voda \u003d zásada (! Reakcia pokračuje, ak sa vytvorí rozpustná báza!)

K20 + H20 \u003d 2KOH

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2

2. Zásaditý oxid + kyslý oxid \u003d soľ

CaO + N205 \u003d Ca (N03) 2

MgO + Si02 \u003d MgSi03

3. Zásaditý oxid + kyselina \u003d soľ + voda

FeO + H2S04 \u003d FeS04 + H20

CuO + 2HN03 \u003d Cu (N03) 2 + H20

Typické reakcie kyslých oxidov

1. Kyselina kyslá + voda \u003d kyselina (okrem oxidu kremičitého SiO 2)

S02 + H20 \u003d H2S03

Cr03 + H20 \u003d H2Cr04

2. Kyslý oxid + zásaditý oxid \u003d soľ

SO 3 + K 2 O \u003d K 2 SO 4

C02 + CaO \u003d CaCO3

3. Oxid kyseliny + báza \u003d soľ + voda

S02 + 2NaOH \u003d Na2S03 + H20

N205 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (N03) 2 + H20

Typické reakcie amfotérnych oxidov

1. Amfoterný oxid + kyselina \u003d soľ + voda

ZnO + 2HCI \u003d ZnCl2 + H20

Al203 + 6HCI \u003d 2AlCl3 + 3H20

2. Amfoterný oxid + alkálie \u003d soľ + voda

ZnO + 2NaOH + H20 \u003d Na2

Al203 + 2NaOH + 3H20 \u003d 2Na

Cr203 + 2NaOH + 7H20 \u003d 2Na

Pri fixácii

ZnO + 2KOH \u003d K 2 ZnO 2 + H20

Al203 + 2NaOH \u003d 2NaAl02 + H20

Cr203 + 2NaOH \u003d 2NaCr02 + H20

Nadácie

- Ide o zložité látky, ktoré zahŕňajú atómy kovov spojené s jednou alebo viacerými hydroxoskupinami.

Dôvody sa delia na:

rozpustný vo vode (zásady) - tvorené prvkami skupiny I hlavnej podskupiny LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH a prvkami skupiny II hlavnej podskupiny (okrem horčíka a berýlia) Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2.

nerozpustný vo vode - iné.

Reakcie spoločné pre všetky zásady

1. Zásada + kyselina \u003d soľ + voda

2KOH + H2S04 \u003d K2S04 + 2H20

Cu (OH) 2 + 2HCl \u003d CuCl2 + H20

Typické alkalické reakcie

1. Vodné roztoky menia farbu indikátorov (lakmus - modrá, metyl oranžová - žltá, fenolftaleín - malina)

KOH \u003d K + + OH - (OH ióny - spôsobujú alkalickú reakciu média)

Ca (OH) 2 \u003d Ca2 + + 2OH -

2. Alkalické látky + kyslé oxidy \u003d soľ + voda

Ca (OH) 2 + N205 \u003d Ca (N03) 2 + H20

2KOH + C02 \u003d K2C03 + H20

3. Alkálie + soľ \u003d soľ + báza (ak je reakčným produktom nerozpustná zlúčenina alebo slabo disociujúca látka NH40H)

2NaOH + CuS04 \u003d Na2S04 + Cu (OH) 2 (insol.)

Ca (OH) 2 + Na2Si03 \u003d CaSi03 (insol.) + 2NaOH

NaOH + NH4CI \u003d NaCl + NH4OH

4. Reaguje s tukmi za vzniku mydla

Typické reakcie nerozpustných zásad

1. Po zahriatí sa rozložte

Fe (OH) 2 \u003d FeO + H20

2Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3H20

Medzi nerozpustnými zásadami sú amfotérne. Napríklad Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Ge (OH) 2, Pb (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Sn (OH) 4 atď.

Interakujú s alkáliami v vodný roztok

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2

Fe (OH) 3 + NaOH \u003d Na

alebo pri fúzii

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2Zn02 + 2H20

Fe (OH) 3 + NaOH \u003d NaFe02 + 2H20

Kyseliny

sú zložité látky pozostávajúce z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovu, a zvyšky kyselín.

Reakcie spoločné pre všetky kyseliny

1. Kyselina + báza \u003d soľ + voda

2HN03 + Cu (OH) 2 \u003d Cu (N03) 2 + 2H20

2HCl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl2 + 2H20

2. Kyselina + zásaditý oxid \u003d soľ + voda

CuO + H2S04 \u003d CuS04 + 2H20

3CaO + 2H3P04 \u003d Ca3 (PO4) 2 + 3H20

Soľ

- Ide o komplexné látky, ktoré zahŕňajú atómy kovov a zvyšky kyselín.

Soli sa delia na:

priemer - obsahujú iba atómy kovov ako katióny a iba kyslé zvyšky ako anióny. Môžu sa považovať za produkty úplného nahradenia atómov vodíka v kyseline atómami kovov alebo za produkty úplného nahradenia hydroxoskupín v molekule zásaditého hydroxidu zvyškami kyselín.

H2S04 + 2NaOH \u003d Na2S04 + 2H20

3H2S04 + 2Fe (OH) 3 \u003d Fe2 (SO4) 3 + 6H20

kyslé - obsahujú nielen atómy kovov ako katióny, ale aj vodík. Môžu sa považovať za produkty neúplného nahradenia atómov vodíka v kyslom zložení. Tvorené iba polybázickými kyselinami. Získava sa, keď nie je dostatok základu na vytvorenie strednej soli.

H2S04 + NaOH \u003d NaHS04 + H20

hlavný - pretože anióny neobsahujú iba kyslý zvyšok, ale aj hydroxylovú skupinu. Môžu sa považovať za produkty neúplnej substitúcie hydroxoskupín v zložení multikyselinovej bázy kyslým zvyškom. Tvorené iba viackyselinovými zásadami. Získava sa, keď nie je dostatok kyseliny na vytvorenie strednej soli.

H2S04 + Fe (OH) 3 \u003d FeOHS04 + 2H20

Typické reakcie solí média

1. Soľ + kyselina \u003d iná soľ + iná kyselina (Reakcia prebieha, ak vznikne nerozpustná zlúčenina, uvoľní sa plyn - oxid uhličitý CO 2, sírový SO 2, sírovodík H2S - alebo sa vytvorí nízko disociujúca látka, napríklad kyselina octová CH 3 COOH!)

BaCl2 + H2S04 \u003d BaSO4 ↓ + 2HCl

Na2C03 + H2S04 \u003d Na2S04 + C02 + H20

(CH3COO) 2Ca + 2HN03 \u003d Ca (N03) 2 + 2CH3COOH

Výsledkom tejto reakcie môžu byť prchavé kyseliny: dusičná a chlorovodíková, ak si dáte pevnú soľ a silnú soľ koncentrovaná kyselina (síra je lepšia)

2NaCl + H2S04 \u003d Na2S04 + 2HCI

2KNO 3 + H2S04 \u003d K2S04 + 2HNO3

2. Soľ + zásada \u003d iná soľ + iná zásada (Reakcia prebieha, ak sa vytvorí nerozpustná zlúčenina alebo sa vytvorí slabo disociujúca látka, napríklad hydroxid amónny NH4OH!)

Cu (N03) 2 + 2NaOH \u003d 2NaN03 + Cu (OH) 2 ↓

NH4CI + NaOH \u003d NaCl + NH4OH

3. Soľ (1) + soľ (2) \u003d soľ (3) + soľ (4) (Reakcia pokračuje, ak vznikne nerozpustná zlúčenina!)

NaCl + AgNO3 \u003d NaNO3 + AgCl ↓

CaCl2 + Na2C03 \u003d CaCO3 ↓ + 2NaCl

4. Soľ + kov \u003d iná soľ + iný kov (Kov sa vytesňuje z roztokov solí všetkých ostatných kovov stojacich v rade kovových napätí napravo od neho. Reakcia prebieha, ak sú obidve soli rozpustné a samotný kov neinteraguje s vodou!)

CuCl2 + Fe \u003d FeCl2 + Cu

2AgNO3 + Cu \u003d Cu (NO3) 2 + 2Ag

5. Rozkladové reakcie:

a) uhličitany. Nerozpustné uhličitany dvojmocných kovov sa rozkladajú hlavne zahrievaním na oxid a oxid uhličitý. Z alkalické kovy reakcia je typická pre uhličitan lítny v inertnom prostredí.

b) hydrogénuhličitany sa rozkladajú na uhličitany, oxid uhličitý a vodu.

c) dusičnany: podľa schémy - až do horčíka vrátane, podľa množstva kovových napätí sa rozkladajú na dusitany a kyslík; z horčíka na meď vrátane na oxid kovu (často kov mení svoj oxidačný stav na vyšší), oxid dusnatý (IV) a kyslík; po medi na kov, oxid dusíku (IV) a kyslík.

Typické reakcie kyslých solí

1. Kyslá soľ + alkálie \u003d stredná soľ + voda

NaHS04 + NaOH \u003d Na2S04 + H20

Typické reakcie bázických solí

1. Zásaditá soľ + zásada \u003d stredná soľ + voda

(CuOH) 2C03 + H2C03 \u003d CuCO3 ↓ + 2H20

Anorganické látky Delia sa do tried buď zložením (binárne a viacprvkové; obsahujúce kyslík, obsahujúce dusík atď.) Alebo podľa funkčných charakteristík.

Medzi najdôležitejšie triedy anorganických zlúčenín, ktoré sa líšia podľa funkčných charakteristík, patria soli, kyseliny, zásady a oxidy.

SoľSú to zlúčeniny, ktoré sa v roztoku disociujú na katióny kovov a zvyšky kyselín. Príklady solí zahŕňajú napríklad síran bárnatý BaS04 a chlorid zinočnatý ZnCl2.

Kyseliny- látky, ktoré sa v roztokoch disociujú za tvorby vodíkových iónov. Príklady anorganických kyselín sú kyselina chlorovodíková (HCl), sírová (H2S04), dusičná (HNO3), fosforečná (H3P04). Najcharakteristickejšou chemickou vlastnosťou kyselín je ich schopnosť reagovať s bázami za vzniku solí. Podľa stupňa disociácie v zriedených roztokoch sa kyseliny delia na silné kyseliny, stredne silné a slabé kyseliny. Podľa redoxnej kapacity existujú oxidačné kyseliny (HNO 3) a redukčné kyseliny (HI, H2S). Kyseliny reagujú s bázami, amfoternými oxidmi a hydroxidmi za vzniku solí.

Nadácie- látky disociujúce v roztokoch za tvorby iba hydroxidových aniónov (OH 1–). Vo vode rozpustné zásady sa nazývajú alkálie (KOH, NaOH). Charakteristickou vlastnosťou zásad je interakcia s kyselinami za tvorby soli a vody.

Oxidy Je zlúčenina dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík. Existujú zásadité, kyslé a amfotérne oxidy. Zásadité oxidy sú tvorené iba kovmi (CaO, K 2 O), zodpovedajú zásadám (Ca (OH) 2, KOH). Oxidy kyselín tvoria nekovy (SO 3, P 2 O 5) a kovy vykazujúce vysoký oxidačný stav (Mn 2 O 7), zodpovedajú kyselinám (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HMnO 4). Amfoterné oxidy podľa podmienok prejavujú kyslé a zásadité vlastnosti, interagujú s kyselinami a zásadami. Medzi ne patrí Al203, ZnO, Cr203 a množstvo ďalších. Existujú oxidy, ktoré nevykazujú zásadité ani kyslé vlastnosti. Takéto oxidy sa nazývajú indiferentné (N20, CO, atď.)

Klasifikácia organických zlúčenín

Uhlík v organických zlúčeninách zvyčajne vytvára stabilné štruktúry založené na väzbách uhlík-uhlík. Pokiaľ ide o schopnosť vytvárať také štruktúry, uhlík nemá medzi ostatnými prvkami obdoby. Väčšina organické molekuly sa skladá z dvoch častí: fragmentu, ktorý zostáva nezmenený počas reakcie, a skupiny, ktorá prechádza transformáciami. V tejto súvislosti sa určuje príslušnosť organických látok k tej či onej triede a množstvu zlúčenín.

Nemenný fragment molekuly organickej zlúčeniny sa zvyčajne považuje za hlavný reťazec molekuly. Môže byť uhľovodíkovej alebo heterocyklickej povahy. V tejto súvislosti je možné konvenčne rozlišovať štyri veľké série zlúčenín: aromatické, heterocyklické, alicyklické a acyklické.

IN organická chémia Rozlišujú sa aj ďalšie série: uhľovodíky, zlúčeniny obsahujúce dusík, zlúčeniny obsahujúce kyslík, zlúčeniny obsahujúce síru, zlúčeniny obsahujúce halogén, organokovové zlúčeniny, organokremičité zlúčeniny.

Výsledkom kombinácie týchto základných sérií sú kompozitné série, napríklad: „Acyklické uhľovodíky“, „Aromatické zlúčeniny obsahujúce dusík“.

Prítomnosť určitých funkčných skupín alebo atómov prvkov určuje príslušnosť zlúčeniny k príslušnej triede. Medzi hlavné triedy organických zlúčenín patria alkány, benzény, nitro- a nitrózozlúčeniny, alkoholy, fenoly, furány, étery a mnoho ďalších.

Naša úloha nezahŕňa podrobný popis organických zlúčenín, ich názvoslovie, štruktúru a chemické vlastnosti. Študenti sa vyzývajú, aby si spomenuli na školský kurz všeobecnej a organickej chémie alebo aby odkazovali na početné literárne zdroje.

Druhy chemických väzieb

Chemická väzba Je interakcia, ktorá obsahuje dva alebo viac atómov, molekúl alebo ich kombinácie. Chemická väzba je svojou povahou elektrická príťažlivá sila medzi záporne nabitými elektrónmi a kladne nabitými atómovými atómami. Veľkosť tejto príťažlivej sily závisí hlavne od elektronickej konfigurácie vonkajšieho obalu atómov.

Schopnosť atómu vytvárať chemické väzby je charakterizovaná jeho valenciou. Elektróny, ktoré sa podieľajú na tvorbe chemickej väzby, sa nazývajú valencia.

Existuje niekoľko druhov chemických väzieb: kovalentné, iónové, vodíkové, kovové.

Vo vzdelávaní kovalentná väzba dochádza k čiastočnému prekrytiu elektrónových mračien interagujúcich atómov a vznikajú elektrónové páry. Ukázalo sa, že kovalentná väzba je silnejšia, čím viac sa vzájomne sa prekrývajú interakčné elektrónové oblaky.

Rozlišujte medzi polárnymi a nepolárnymi kovalentnými väzbami.

Ak sa rozsievková molekula skladá z identických atómov (H 2, N 2), potom je elektrónový mrak distribuovaný v priestore symetricky vzhľadom na oba atómy. Táto kovalentná väzba sa nazýva nepolárny (homeopolárny). Ak sa rozsievková molekula skladá z rôznych atómov, potom je elektrónový mrak vytlačený smerom k atómu s väčšou relatívnou elektronegativitou. Táto kovalentná väzba sa nazýva polárny (heteropolárny). Príklady zlúčenín s takouto väzbou sú HCl, HBr, HJ.

V uvažovaných príkladoch má každý z atómov jeden nepárový elektrón; keď interagujú dva také atómy, vytvorí sa spoločný elektrónový pár - vznikne kovalentná väzba. V excitovanom atóme dusíka sú tri nepárové elektróny, vďaka ktorým sa môže dusík podieľať na tvorbe troch kovalentných väzieb (NH3). Atóm uhlíka môže vytvárať 4 kovalentné väzby.

Prekrytie elektrónových mračien je možné iba vtedy, ak majú určitú vzájomnú orientáciu, zatiaľ čo oblasť prekrytia sa nachádza v určitom smere vzhľadom na interagujúce atómy. Inými slovami, kovalentná väzba je smerová. Energia kovalentných väzieb je v rozmedzí 150–400 kJ / mol.

Chemická väzba medzi iónmi, ktorá sa uskutočňuje elektrostatickou príťažlivosťou, sa nazýva iónová väzba ... Môže sa považovať za limit polárnej kovalentnej väzby. Iónová väzba, na rozdiel od kovalentnej väzby, nemá žiadnu smerovosť a saturáciu.

Dôležitým typom chemickej väzby je väzba elektrónov v kovu. Kovy sa skladajú z pozitívnych iónov, ktoré sú zadržiavané v miestach kryštálovej mriežky, a z voľných elektrónov. Keď sa vytvorí kryštalická mriežka, valenčné orbitaly susedných atómov sa prekrývajú a elektróny sa voľne pohybujú z jednej dráhy na druhú. Tieto elektróny už nepatria konkrétnemu atómu kovu, nachádzajú sa na obrovských orbitáloch, ktoré sa tiahnu celou kryštalickou mriežkou. Chemická väzba, ktorá sa uskutočňuje v dôsledku väzby pozitívnych iónov kovovej mriežky voľnými elektrónmi, sa nazýva kov.

Medzi molekulami (atómami) látok môžu vzniknúť slabé väzby. Jeden z najdôležitejších - vodíková väzba čo by mohlo byť medzimolekulové a intramolekulárne... Medzi atómom vodíka molekuly (je čiastočne pozitívne nabitý) a silne elektronegatívnym prvkom molekuly (fluór, kyslík atď.) Nastáva vodíková väzba. Energia vodíkovej väzby je oveľa menšia ako energia kovalentnej väzby a nepresahuje 10 kJ / mol. Ukázalo sa však, že táto energia je dostatočná na vytvorenie asociácií molekúl, ktoré sťažujú oddelenie molekúl od seba. Vodíkové väzby hrajú dôležitú úlohu v biologických molekulách a do značnej miery určujú vlastnosti vody.

Van der Waalsove sily označujú aj slabé väzby. Sú spôsobené tým, že akékoľvek dve neutrálne molekuly (atómy) vo veľmi malých vzdialenostiach sú slabo priťahované v dôsledku elektromagnetických interakcií elektrónov jednej molekuly s atómami druhej a naopak.

Filozofická pravda: všetko v našom svete je relatívne, platí to aj pre klasifikáciu látok a ich vlastnosti. Veľké množstvo látok vo vesmíre a na našej planéte pozostáva iba z 90 chemických prvkov. V prírode existujú látky postavené prvkami s poradovými číslami od 1 do 91 vrátane. Element 43 - technécium, sa v súčasnosti v prírode na Zemi nenachádza, pretože tento prvok nemá stabilné izotopy. Vyrábal sa umelo jadrovou reakciou. Odtiaľ pochádza aj názov prvku - z gréčtiny. téhnos - umelý.
Všetky suchozemské prírodné chemikálie vyrobené z 90 prvkov možno rozdeliť na dva veľké typy - anorganické a organické.
Organické látky sa nazývajú zlúčeniny uhlíka s výnimkou tých najjednoduchších: oxidy uhlíka, karbidy kovov, kyselina uhličitá a jej soli. Všetky ostatné látky sú anorganické.
Existuje viac ako 27 miliónov organických látok - oveľa viac ako anorganických, ktorých počet podľa najoptimistickejších odhadov nepresahuje 400 tisíc. O dôvodoch rozmanitosti organických látok si povieme niečo neskôr, zatiaľ si však všimneme, že medzi týmito dvoma skupinami látok neexistuje nijaká ostrá hranica. Napríklad soľ izokyanátu amónneho NH4NCO sa považuje za anorganickú zlúčeninu a močovina (NH2) 2CO, ktorá má úplne rovnaké elementárne zloženie N2H4CO, je organickou látkou.
Látky, ktoré majú rovnaký molekulárny vzorec, ale odlišnú chemickú štruktúru, sa nazývajú izoméry.
Anorganické látky sa zvyčajne delia na dva podtypy - jednoduché a zložité (schéma 1). Ako už viete, jednoduché látky sa nazývajú látky pozostávajúce z atómov jedného chemický prvok, a komplex - z dvoch alebo viacerých chemických prvkov.
Schéma 1

Klasifikácia anorganických látok

Zdalo by sa, že počet jednoduché látky sa musí zhodovať s počtom chemických prvkov. Nie je to však tak. Faktom je, že atómy toho istého chemického prvku nemôžu tvoriť jednu, ale niekoľko rôznych jednoduchých látok. Tento jav, ako viete, sa nazýva alotropia. Príčiny alotropie môžu byť iné číslo atómy v molekule (napríklad alotropické modifikácie prvku kyslík - kyslík O2 a ozón O3), ako aj rôzne štruktúry kryštalickej mriežky tuhej látky (napríklad alotropické modifikácie uhlíka, ktoré už poznáte - diamant a grafit).
V podtype jednoduchých látok sa rozlišujú kovy, nekovy a vzácne plyny, ktoré sa často označujú ako nekovy. Táto klasifikácia je založená na vlastnostiach jednoduchých látok v dôsledku štruktúry atómov chemických prvkov, z ktorých sú tieto látky tvorené, a typu kryštálovej mriežky. Každý vie, že kovy vedú elektrický prúd, sú tepelne vodivé, plastové a majú kovový lesk. Nekovy spravidla takéto vlastnosti nemajú. Naša klauzula „spravidla“ nie je náhodná a opäť zdôrazňuje relativitu klasifikácie jednoduchých látok. Niektoré kovy svojimi vlastnosťami pripomínajú nekovy (napríklad alotropická modifikácia cínu - sivý cín je šedý prášok, nevedie elektrický prúd, chýba mu lesk a plastickosť, zatiaľ čo biely cín, iná alotropická modifikácia, je typickým kovom). Naproti tomu nekovový grafit, alotropická modifikácia uhlíka, je vysoko elektricky vodivý a má charakteristický kovový lesk.
Najobecnejšiu klasifikáciu komplexných anorganických látok poznáte z chémie na základnej škole. Rozlišujú sa tu štyri triedy zlúčenín: oxidy, zásady, kyseliny a soli.
Rozdelenie anorganických látok do tried sa uskutočňuje na základe ich zloženia, ktoré zase ovplyvňuje vlastnosti zlúčenín. Pripomeňme si definície zástupcov každej triedy.
Oxidy - komplexné látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík v oxidačnom stave –2 (napríklad H2O, CO2, CuO).
Nadácie Sú zložité látky pozostávajúce z atómu kovu a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (napríklad NaOH, Ca (OH) 2).
Kyseliny Sú zložité látky pozostávajúce z atómov vodíka a kyslého zvyšku (napríklad HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4).
Soľ Sú zložité látky pozostávajúce z atómov kovu a kyslých zvyškov (napríklad NaNO3, K2SO4, AlCl3).
Takáto klasifikácia a definície sú tiež veľmi relatívne. Po prvé, úlohu kovu v zásadách a soliach môžu hrať zložité častice, ako je známy amónny katión NH4 +, ktorý pozostáva iba z nekovových prvkov. Po druhé, existuje pomerne početná skupina látok, ktoré sú podľa svojho zloženia zásady a podľa svojich vlastností sú to amfotérne hydroxidy, t. kombinujú vlastnosti zásad a kyselín. Napríklad hydroxid hlinitý Al (OH) 3 sa pri interakcii s kyselinou správa ako zásada:
Al (OH) 3 + 3HCl \u003d AlCl3 + 3H20,
a po spojení s alkáliami vykazuje kyslé vlastnosti:
H3AlO3 + NaOH \u003d NaAlO2 + H20.
Po tretie, vyššie uvedená klasifikácia komplexných anorganických látok nezahŕňa veľké množstvo zlúčenín, ktoré nemožno zaradiť do žiadnej z uvedených tried. Ide napríklad o zlúčeniny tvorené dvoma alebo viacerými nekovovými prvkami (chlorid fosforitý PCl5, sírouhlík CS2, fosgén COCl2).
? 1. Ktoré látky sa nazývajú anorganické a ktoré sa nazývajú organické? Uveďte príklady. Preukázať relativitu tejto klasifikácie látok.
2. Aké látky sa nazývajú jednoduché a aké zložité? Prečo počet jednoduchých látok presahuje počet chemických prvkov?
3. Aká je klasifikácia jednoduchých látok? Uveďte príklady každého druhu látky. Sú vzácne plyny atómové alebo molekulárne? Dajte argumenty pre oba uhly pohľadu.
4. Aké anorganické látky sa nazývajú oxidy, zásady, kyseliny, soli? Uveďte príklady látok každej triedy a ilustrujte ich vlastnosti dvoma alebo tromi rovnicami chemických reakcií.
5. Pomocou rovníc chemických reakcií dokážte, že amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti kyselín aj zásad.
6. Uhličitan vápenatý (krieda, mramor, vápenec) inšpiroval sochárov, umelcov, básnikov. Napríklad:

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

chemické zloženie , ktorý zobrazuje atómy prvkov, ktoré tvoria danú látku, v ich číselnom pomere. Ak je látka vyrobená z atómov jedného chemického prvku, t.j. je forma existencie tohto prvku vo voľnej forme, potom sa nazýva jednoduchá látka; ak je látka vyrobená z atómov dvoch alebo viacerých prvkov, potom sa nazýva komplexná látka... Spravidla sa nazývajú všetky jednoduché látky (okrem jednoatómových) a všetky komplexné látky chemické zlúčeniny, pretože v nich sú atómy jedného alebo rôznych prvkov navzájom spojené chemickými väzbami.

Nomenklatúru anorganických látok tvoria vzorce a názvy. Chemický vzorec - znázorňujúce zloženie látky pomocou symbolov chemických prvkov, číselných indexov a niektorých ďalších znakov. Chemický názov - znázorňujúce zloženie látky pomocou slova alebo skupiny slov. Konštrukciu chemických vzorcov a názvov určuje systém pravidlá nomenklatúry .

Symboly a názvy chemických prvkov sú uvedené v D.I. Mendelejev. Prvky sa konvenčne delia na kovy

a nekovy ... Všetky prvky VIII patria medzi nekovy. A-skupiny (vzácne plyny) aVII A-skupiny (halogény), prvkyVI A-skupiny (okrem polónia), prvky dusík, fosfor, arzén (V. Skupina); uhlík, kremík (Skupina IVA); bór (III A-skupina), ako aj vodík. Zvyšok prvkov je klasifikovaný ako kovy.

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

Ag - Argent	N - nitr
As - ars, arsen	Ni - nikkol
Au - aur	O - vôl, kyslík
C - karbón, uhlík	Pb - olovnica
Cu - cupr	S - sulf
Fe - ferr	Sb - stib
H - hydr, vodík	Si - sily, silik, anjely
Hg - merkur	Sn - stann
Mn - mangán

napríklad

: uhličitan, manganistan, oxid, sulfid, kremičitan.

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

Používajú sa nasledujúce číselné predpony

:

1 - mono	7 - hepta
2 - di
3 - tri	9 - nona
4 - tetra
5 - penta	11 - undeca
6 - hexa	12 - dodeca

Neurčitý počet je označený číselnou predponou

n - poly.

Pre niektoré jednoduché látky tiež používajú špeciálnemená ako O

3 - ozón, P 4 - biely fosfor.

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

CuSO 4 (tu Cu 2+ - skutočný katión,SO 4 2- - skutočný anión) aPCl 3 (tu P + III - podmienený katión,Cl - I - podmienený anión).

Mená komplexné látky nalíčiť chemické vzorce sprava doľava. Tvoria ich dve slová - názvy 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 komplexné katióny a anióny) pomocou arabských číslic s príslušným znamienkom.

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

H2F + - fluónium	C 2 2- - acetylenid
H30 + - oxónium	CN - - kyanid
H3S + - sulfónium	CNO - - fulminátny
NH4 + - amónium	HF 2 - - hydrodifluorid
N 2 H 5 + - hydrazínium (1+)	HO 2 - - hydroperoxid
N 2 H 6 + - hydrazínium (2+)	HS - - hydrosulfid
NH3OH + - hydroxylamín	N3 - - azid
NO + - nitrozyl	NCS - - tiokyanát
N02 + - nitroyl	O 2 2 - - peroxid
02 + - dioxygenyl	O 2 - - superoxid
PH 4 + - fosfónium	O 3 - - ozonid
VO 2 + - vanadyl	OCN - - kyanát
UO 2 + - uranyl	OH - - hydroxid

Pre malý počet dobre známych látok špeciálne tituly:

AsH 3 - arzín	HN3 - azid vodíka
B 2 H 6 - borán	H2S - sírovodík
B 4 H 10 - tetraborán (10)	NH3 - amoniak
HCN - kyanovodík	N2H4 - hydrazín
HCl - chlorovodík	NH2OH - hydroxylamín
HF - fluorovodík	PH 3 - fosfín
HI - jodovodík	SiH 4 - silan

Hydroxidy sú typom komplexnej látky, ktorá obsahuje atómy určitého prvku E (okrem fluóru a kyslíka) a hydroxylové skupiny OH; všeobecný vzorec hydroxidov E (OH)

n kde n\u003d 1 ÷ 6. Forma hydroxidov E (OH) nzavolal orto -forma; o n> 2 hydroxid môže byť tiež v meta -forma, ktorá obsahuje okrem atómov E a OH skupín aj atómy kyslíka O, napríklad E (OH) 3 a EO (OH), E (OH) 4 a E (OH) 6 a EO2 (OH) 2.

Hydroxidy sa delia na dve skupiny, ktoré majú opačné chemické vlastnosti: kyslé a zásadité hydroxidy.

Kyslé hydroxidy obsahujú atómy vodíka, ktoré je možné nahradiť atómami kovov, ak sa dodržiava pravidlo stechiometrickej valencie. Väčšina kyslých hydroxidov sa nachádza v meta-forma a na prvom mieste sú napríklad atómy vodíka vo vzorcoch kyslých hydroxidov

H2S04, HNO3 a H2C03, nie SO2 (OH) 2, NO2 (OH) a CO (OH) 2 ... Všeobecný vzorec kyslých hydroxidov je H X EO o , kde elektronegatívna zložka EO y x- nazývané zvyšky kyselín. Ak nie sú všetky atómy vodíka nahradené kovom, zostávajú v kyslom zvyšku.

Názvy bežných kyslých hydroxidov pozostávajú z dvoch slov: ich vlastného názvu s koncovkou „ah“ a skupinového slova „kyselina“. Tu sú vzorce a vlastné názvy bežných kyslých hydroxidov a ich kyslých zvyškov (pomlčka znamená, že hydroxid nie je známy vo voľnej forme alebo v kyslom vodnom roztoku):

kyslý hydroxid	kyslý zvyšok
HAsO 2 - meta-arzén	AsO 2 - - meta-arzenit
H 3 AsO 3 - ortoarsenický	AsO 3 3- - ortoarsenit
H 3 AsO 4 - arzén	AsO 4 3- - arzeničnan
	4 О 7 2- - tetraboritan
	iО 3 - - bizmutát
HBrO - hypromrom	BrO - - hypobromit
HBrO3 - bróm	BrO 3 - - bromičnan
H 2 CO 3 - uhlie	CO 3 2- karbonát
HClO - chlórny	ClO - - chlórnan
HClO 2 - chlorid	ClO 2 - - chloritan
HClO 3 - chlór	ClO 3 - - chlorečnan
HClO 4 - chlór	ClO 4 - - chloristan
H 2 CrO 4 - chróm	CrO 4 2- - chroman
	CrO 4 - - hydrochroman
H 2 Cr 2 O 7 - dichromický	Cr 2 O 7 2- - dichróman
	FeO 4 2- - ferrát
HIO 3 - jódový	IO 3 - - jodičnan
HIO 4 - metayode	IO 4 - - metajodičnan
H 5 IO 6 - ortojódny	IO 6 5- - ortoperioda
HMnO 4 - mangán	MnO 4 - - manganistan
	MnO 4 2- - manganičitan
	Mo O 4 2- - molybdenan
HNO 2 - dusíkatý	Č. 2 - - dusitany
HNO3 - dusík	Č. 3 - - dusičnan
HPO 3 - metafosforečný	PO 3 - - metafosfát
H 3 PO 4 - ortofosforečný	PO 4 3- - ortofosfát
	PO 4 2- - hydroortofosfát
	2 PO 4 - - dihydrogenfosforečnan
H 4 P 2 O 7 - difosforečná	P 2 O 7 4- - difosfát
	ReO 4 - - perrnat
	SO 3 2- - siričitan
	HSO 3 - - hydrogensiričitan
H 2 SO 4 - sírna	SO 4 2- - síran
	SO 4 - - hydrogénsíran
H2S207 - disulfid	S 2 O 7 2- - disulfát
H 2 S 2 O 6 (O 2) - peroxodisírový	S 2 O 6 (O 2) 2- - peroxodisíran
H2S03S - tiosíran	SO 3 S 2- - tiosíran
H 2 SeO 3 - selén	SeO 3 2- - seleničitan
H 2 SeO 4 - selén	SeO 4 2- - selenát
H 2 SiO 3 - metasilikón	SiO3 2- - metakremičitan
H 4 SiO 4 - ortosilikón	SiO 4 4 - ortokremičitan
H 2 TeO 3 - telúr	TeO 3 2- - telurit
H 2 TeO 4 - metaturický	TeO 4 2- - metatellurát
H 6 TeO 6 - orthotelluric	TeO 6 6- - orthotellurate
	VO 3 - - metavanadat
	VO 4 3- - orthovanadat
	WO 4 3- - volfrám

Menej bežné kyslé hydroxidy sú pomenované podľa pravidiel nomenklatúry pre komplexné zlúčeniny, napríklad:

Názvy zvyškov kyselín sa používajú na zostavenie názvov solí.

Zásadité hydroxidy obsahujú hydroxidové ióny, ktoré je možné pri dodržaní pravidla stechiometrickej valencie nahradiť kyslými zvyškami. Všetky základné hydroxidy sú v orto-forma; ich všeobecný vzorec je M (OH)

n kde n \u003d 1,2 (menej často 3,4) a M n +- katión kovu. Príklady vzorcov a názvov základných hydroxidov:

Najdôležitejšou chemickou vlastnosťou bázických a kyslých hydroxidov je ich vzájomná interakcia s tvorbou solí ( reakcia tvorby solí), napr .:

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

n+ a kyslé zvyšky *.

Soli všeobecného vzorca M X (EO o

) n zavolal priemer soli a soli s nesubstituovanými atómami vodíka - kyslé soli. Niekedy soli tiež obsahujú hydroxidové a / alebo oxidové ióny; také soli sa nazývajú major soli. Tu sú príklady a názvy solí:

	- ortofosforečnan vápenatý
	- dihydrogenfosforečnan vápenatý
	- hydrogenfosforečnan vápenatý
	Uhličitan meďnatý
Cu2C03 (OH) 2	- uhličitan dimednatý
	Dusičnan lantanitý
	- oxid titaničitý dinitrát

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

Ca (HSO4) 2 + Ca (OH) \u003d CaS04 + 2H20

Ca2S04 (OH) 2 + H2S04 \u003d 2CaS04 + 2H20

Existujú aj soli obsahujúce dva rôzne katióny: často sa nazývajú podvojné soli, napr .:

Oxidy E. X O TOM o

- produkty úplnej dehydratácie hydroxidov:

Kyseliny hydroxidy

(H2S04, H2C03) odpoveď oxidy kys (SO 3, CO 2), a bázické hydroxidy (NaOH, Ca (OH) 2) - zásadité oxidy (Na20, CaO ) a oxidačný stav prvku E sa pri prechode z hydroxidu na oxid nemení. Príklad vzorcov a názvov oxidov:

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

N205 + 2NaOH \u003d 2NaN03 + H20

3CaO + 2H3P04 \u003d Ca3 (PO4) 2 + 3H20

La203 + 3SO3 \u003d La2 (SO4) 3

Amfotericita

hydroxidy a oxidy - chemická vlastnosť, že tvoria dva rady solí, napríklad pre hydroxid a oxid hlinitý:

(a) 2Al (OH) 3 + 3S03 \u003d Al2 (S04) 3 + 3H20

Al203 + 3H2S04 \u003d Al2 (SO4) 3 + 3H20

(b) 2Al (OH) 3 + Na20 \u003d 2NaAl02 + 3H20

Al203 + 2NaOH \u003d 2NaAl02 + H20

Hydroxid a oxid hlinitý teda v reakciách (a) vykazujú vlastnosti major hydroxidy a oxidy, t.j. reagujú s kyslými hydroxidmi a oxidom za vzniku zodpovedajúcej soli - síranu hlinitého

Al 2 (SO 4) 3 , zatiaľ čo v reakciách (b) tiež vykazujú vlastnosti kyslé hydroxidy a oxidy, t.j. reagujú s bázickým hydroxidom a oxidom za vzniku soli - dioxoaluminátu (III) sodný NaAlO 2 ... V prvom prípade vykazuje prvok hliník vlastnosť kovu a je súčasťou elektropozitívnej zložky (Al 3+), v druhej je vlastnosťou nekovu a je súčasťou elektronegatívnej zložky soľného vzorca (AlO 2 -).

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

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

Al (OH) 3 + NaOH \u003d Na

Tu sú komplexné ióny označené hranatými zátvorkami

3+ - katión hexaquaaluminium (III), - - tetrahydroxoaluminát (III) -ión.

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

Buďte, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po a ďalšie, ako aj väčšina prvkov B-skupín - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au a ďalšie. Amfoterné oxidy sa nazývajú rovnako ako základné, napríklad:

Amfoterné hydroxidy (ak oxidačný stav prvku presahuje +

II ) môže byť v orto - alebo (a) meta - formulár. Tu je niekoľko príkladov amfotérnych hydroxidov:

Amfoterné oxidy nie vždy zodpovedajú amfoterným hydroxidom, pretože pri pokuse o ich získanie sa tvoria hydratované oxidy, napríklad:

Ak amfotérny prvok v zlúčeninách zodpovedá niekoľkým oxidačným stavom, potom sa amfotérnosť zodpovedajúcich oxidov a hydroxidov (a následne amfotérnosť samotného prvku) vyjadrí rôznymi spôsobmi. Pre stavy s nízkou oxidáciou majú hydroxidy a oxidy prevahu základných vlastností, zatiaľ čo samotný prvok má kovové vlastnosti, takže je takmer vždy súčasťou katiónov. Pre stavy vysokej oxidácie naopak kyslé vlastnosti prevažujú v hydroxidoch a oxidoch, zatiaľ čo samotný prvok má nekovové vlastnosti, takže je takmer vždy zahrnutý v aniónoch. Takže pre oxid a hydroxid manganatý (

II ) dominujú základným vlastnostiam a samotný mangán je súčasťou katiónov typu [Mn (H20) 6] 2+ , zatiaľ čo oxid a hydroxid manganatý (VII ), dominujú kyslé vlastnosti a samotný mangán je súčasťou aniónu typuMnO 4 - ... Amfoterné hydroxidy s veľkou prevahou kyslých vlastností sa pripisujú vzorcom a názvom na základe kyslých hydroxidov, napríklad HMn VII O 4 - kyselina manganistá.

Rozdelenie prvkov na kovy a nekovy je teda podmienené; medzi prvkami (

Na, K, Ca, Ba a iné) s čisto kovom a prvkami (F, O, N, Cl, S, C a ďalšie) s čisto nekovovými vlastnosťami existuje veľká skupina prvkov s amfotérnymi vlastnosťami.

Rozsiahlym typom anorganických komplexných látok sú binárne zlúčeniny. Patria sem predovšetkým všetky dvojprvkové zlúčeniny (okrem zásaditých, kyslých a amfotérnych oxidov), napríklad

H20, KBr, H2S, Cs2 (S2), N20, NH3, HN3, CaC2, SiH4 ... Elektropozitívne a elektronegatívne zložky vzorcov týchto zlúčenín zahŕňajú jednotlivé atómy alebo spojené skupiny atómov rovnakého prvku.

Viacprvkové látky, vo vzorcoch ktorých jedna zo zložiek obsahuje nespojené atómy niekoľkých prvkov, ako aj jednoprvkové alebo viacprvkové skupiny atómov (okrem hydroxidov a solí), sa považujú napríklad za binárne zlúčeniny

CSO, IO2F3, SBrO2F, CrO (02) 2, PSI 3, (CaTi) 03, (FeCu) S2, Hg (CN) 2, (PF3) 2O, VCI2 (NH) 2). Takže CSO sa dá považovať za spojenieCS 2 , v ktorom je jeden atóm síry nahradený atómom kyslíka.

Mená binárne zlúčeniny sú zostavené podľa obvyklých pravidiel nomenklatúry, napríklad:

Z 2 - difluorid kyslíka	K 2 O 2 - peroxid draselný
HgCl2 - chlorid ortutnatý	Na2S - sulfid sodný
Hg 2 Cl 2 - dichlorid dirtuti	Mg3N2 - nitrid horečnatý
SBr 2 O - oxid sírový-dibromid	NH4Br - bromid amónny
N 2 O - oxid dusný	Pb (N3) 2 - azid olovnatý
NO 2 - oxid dusičitý	CaC 2 - acetylenid vápenatý

Pre niektoré binárne zlúčeniny sa používajú špeciálne názvy, ktorých zoznam bol uvedený skôr.

Chemické vlastnosti binárne zlúčeniny sú pomerne rozmanité, preto sa často delia do skupín podľa názvu aniónov, t.j. osobitne sa uvažuje o halogenidoch, chalkogenidoch, nitridoch, karbidoch, hydridoch atď. Medzi binárnymi zlúčeninami sú aj také, ktoré majú niektoré znaky iných druhov anorganických látok. Takže, spojenia

CO, NO, N02 a (Fe II Fe 2 III) 04 , ktorých názvy sú konštruované pomocou slova oxid, nemožno klasifikovať ako oxidy (kyslé, zásadité, amfotérne). Oxid uhoľnatý CO, oxid uhoľnatýNO a oxid dusičitý NO 2 nemajú zodpovedajúce kyslé hydroxidy (aj keď tieto oxidy sú tvorené nekovmi C a N ), netvoria soli, ktorých zloženie aniónov by obsahovalo atómy uhlíka II, N II a N IV. Dvojitý oxid (Fe II Fe 2 III) O 4 - oxid diironu (III) -železa (II ) síce obsahuje atómy amfotérneho prvku, železa, v zložení elektropozitívnej zložky, ale v dvoch rôznych oxidačných stavoch, v dôsledku čoho pri interakcii s kyslými hydroxidmi netvorí jednu, ale dve rôzne soli.

Binárne zlúčeniny ako napr

AgF, KBr, Na2S, Ba (HS) 2, NaCN, NH4CI a Pb (N3) 2 , sú vyrobené ako soli zo skutočných katiónov a aniónov, preto sa nazývajú slaný binárne zlúčeniny (alebo iba soli). Môžu sa považovať za produkty substitúcie atómov vodíka v HF, HCI, HBr, H2S, HCN a HN3 ... Posledne uvedené vo vodnom roztoku majú kyslú funkciu, a preto sa ich roztoky nazývajú kyseliny, napríklad HF (aqua) - kyselina fluorovodíková, H 2 S (aqua) - kyselina sírovodíková... Nepatria však k typom kyslých hydroxidov a ich deriváty sú soľami v rámci klasifikácie anorganických látok.

Pre prvky zahrnuté v periodickom systéme (PS) prvkov D.I. Mendeleev, je dovolené používať nasledujúce názvy skupín, odrážajúce spravidla všeobecné vlastnosti prvkov a jednoduchých látok. Pre položky hlavné podskupinyv krátkodobej verzii PS

alebo 1-2 a 13-18 skupín v dlhodobej (modernej) verzii PS

• zásaditý kovy (1. alebo IA skupina): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
• alkalická zemina (okrem Mg) kovy (2. alebo IIAg skupina): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
• prvky bórové podskupiny (13. alebo skupina IIIA), kovy (prísada bóru), nemajú špeciálny názov: B, Al, Ga, In, Ti;
• prvky podskupiny uhlíka(14. alebo skupina IVA) alebo kryštalogényC, Si, Ge, Sn, Pb;
• prvky podskupiny dusíka(15. alebo skupina VA),zastarané meno pnikogény a jeho derivát -pnictidy: N, P, As, Sb, Bi;
  
• prvky kyslíkové podskupiny (16 alebo skupina VIA) alebochalkogény ,
• halogény (17. alebo skupina VIIA),
• ušľachtilý alebo inertný plyny (18. alebo VIIIA skupina)

Pre položky bočné podskupiny:

• lantanoidy (La - Lu),
• aktinidy (Ac - Lr) (neodporúča sa používať názvy lantanoidov a aktinidov);
• kovy vzácnych zemín (3. alebo IIIB skupina, okrem aktinidov);
• železná rodina (Fe, Co, Ni);
• rodina platiny alebo kovov platiny (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
• ušľachtilé kovy (Au, Ag + platina: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
• prechodové prvky (prvky d a f, to znamená všetky prvky sekundárnych podskupín).

Jednoduché látky sa zvyčajne nazývajú rovnako ako zodpovedajúce prvky. Iba alotropické modifikácie uhlík (diamant, grafit, karbyn, fullerény) a druhá modifikácia kyslíka (ozón). S menami alotropické modifikácie ďalšie prvky zvyčajne označujú jeho stručné fyzikálne vlastnosti (biely, červený, čierny fosfor, kryštalická a plastická síra, sivý a biely cín atď.).

Prvky kyslík, dusík, uhlík a síra v zlúčeninách s kovmi alebo s menej elektronegatívnymi nekovmi môžu vytvárať anióny nielen v ich charakteristických negatívnych oxidačných stavoch ($ O ^ (2-), S ^ (2-), N ^ (3- ), C ^ (4 -) $, ale aj ióny, v ktorých oxidačný stav prvku závisí od počtu atómov v „mostných“ štruktúrach. Oxidačný stav uhlíka v organických zlúčeninách sa určuje špeciálnymi metódami (pozri tému „Stanovenie oxidačného stavu uhlíka“). Napríklad prvok kyslíka môže vytvárať peroxidové a supraperoxidové ióny, v ktorých atómy kyslíka tvoria „kyslíkové mostíky“ -OO- alebo -OOO-. Takéto anióny majú svoje vlastné názvy: $ (O_2) ^ (2 -) $ - peroxid; $ (O_2) ^ - $ - superoxid; $ (O_3) ^ - $ - ozonid; $ (N_3) ^ - $ - azid; $ (C_2) ^ (2 -) $ - acetylenid; $ (S_2) ^ (2- ) $ - disulfid; $ (Sn) ^ (2 -) $ - polysulfid.

Názvy niektorých stabilných aniónov, ktoré sa skladajú z atómov viac ako jedného prvku, majú tradične aj koncovku -id: $ (OH) ^ - $ - hydroxid; $ (CN) ^ - $ - kyanid; $ (CN_2) ^ (2 -) $ - kyánamid; $ (NH_2) ^ - $ - amid; $ (NH) ^ (2 -) $ - imid; $ (SCN) ^ - $ - tiokyanát.

KLASIFIKÁCIA ANORGANICKÝCH LÁTOK

Všeobecné zásady pre klasifikáciu anorganických látok sú uvedené v diagrame. Na základe tejto klasifikácie je možné všetky anorganické látky rozdeliť na jednoduché a zložité.

Definícia

Jednoduché látky Skladajú sa z atómov rovnakých prvkov a sú rozdelené na kovy, nekovy a inertné plyny.

Komplexné látky sú zložené z atómov rôznych prvkov navzájom chemicky spojených.

Na základe všeobecných vlastností je zase možné zložité anorganické látky podmienečne rozdeliť do štyroch hlavných tried: binárne zlúčeniny, oxidy, hydroxidy, soli.

Klasifikácii a nomenklatúre binárnych zlúčenín sa podrobne venuje téma „Binárne zlúčeniny“.

KLASIFIKÁCIA A OSOBITNÉ VLASTNOSTI OXIDOV

Definícia

Oxidy nazývaný binárny chemické zlúčeninyzložený z prvkov kovy alebo nekovy a kyslík. Alebo, inými slovami, oxidy sú zložité látky zložené z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík.

Klasifikácia oxidov je založená na chemických vlastnostiach zlúčenín v dôsledku chemickej štruktúry (tj. Typu vytvorených väzieb a typu kryštálovej mriežky, štruktúry a elektronických charakteristík prvkov).

Z hľadiska fyzikálnych vlastností sa oxidy líšia stav agregácie, body topenia a varu, farba, zápach, rozpustnosť vo vode.

Autor: agregovaný stav oxidy sú:

• tuhá látka (všetky oxidy kovov, oxid kremičitý, oxid fosforitý),
• kvapalina (voda $ H_2O $),
• plynné (takmer všetky ostatné oxidy nekovov).

Podľa svojich chemických vlastností sa oxidy delia na nesolotvorné a soľotvorné.

Definícia

Soľotvorná sú oxidy schopné v kombinácii s vodou vytvárať hydroxidy.

Posledne uvedené môžu zase vykazovať vlastnosti kyselín, zásad alebo mať amfotérne vlastnosti. Preto sa oxidy tvoriace soľ zvyčajne delia na zásadité, kyslé a amfotérne.

KLASIFIKÁCIA kyselín a zásad

Na kurze základnej chémie sú vám známe nasledujúce definície kyselín a zásad:

Definícia

Kyseliny sú komplexné látky pozostávajúce z atómov vodíka, ktoré môžu byť nahradené atómami kovov, a zvyšky kyselín. Všeobecný vzorec kyselín: $ H_x (Ac) ^ (- n) $, kde Ac je kyslý zvyšok (kyselina je anglická kyselina), x je počet atómov vodíka, n je oxidačný stav kyslého zvyšku. V kyselinách x \u003d n.

Definícia

Nadácie (hydroxidy) sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovu a jednej alebo viacerých hydroxylových skupín (-OH). Všeobecný základný vzorec: $ M ^ (+ n) (OH) _x $, kde n je oxidačný stav kovu, x je počet hydroxylových skupín. n \u003d x.

Je potrebné poznamenať, že ako zásady, tak aj kyseliny patria do skupiny hydroxidov, pretože obsahujú hydroxoskupiny (-OH). Kyseliny sa preto nazývajú aj kyslé hydroxidy a zásady sa nazývajú zásadité hydroxidy.

Interakcie medzi kyselinami a bázami sú v prírode veľmi bežné a vo vedeckej a priemyselnej praxi sa často používajú. Teória kyselín a zásad je súbor základných fyzikálno-chemických konceptov, ktoré popisujú povahu a vlastnosti kyselín a zásad. Okrem zvyčajnej definície 8. ročníka existujú aj ďalšie teórie:

Teória	Obsah	Príklady
Arrheniova teória elektrolytickej disociácie	Kyseliny sú látky, ktoré vytvárajú vo vodnom roztoku ióny - hydratované vodíkové katióny $ H ^ + $ (hydrónové ióny $ H_3O $) a anióny kyslého zvyšku, alebo inak povedané, ide o elektrolyty disociujúce na vodíkové katióny a anióny kyslého zvyšku. Nadácie - komplexné látky-elektrolyty, rozkladajúce sa za vzniku hydroxidového iónu a katiónu kovu.	$ NaOH \\ Ľavá šípka Na ^ + + OH ^ - $ základňa $ HNO_3 \\ Ľavá šípka H ^ + + NO_3 ^ - $ kyselina
Bronstedova protolitická teória	Kyseliny sú komplexné látky, ktoré v dôsledku heterolytického prasknutia uvoľňujú častice s kladným nábojom - vodíkový protón (kyselina Bronstedova) Základňa je chemická zlúčenina schopná tvorby kovalentná väzba s protónom (Brønstedova báza)	$ HCl + NH_3 \u003d NH_4 ^ + + Cl ^ - $ k tomu hlavnému k tomu hlavnému
Lewisova teória	Kyselina - molekula alebo ión s voľnými elektrónovými orbitálmi, ktorý je akceptorom elektrónového páru (Lewisova kyselina) Základňa je chemická zlúčenina schopná vytvárať kovalentnú väzbu s prázdnou orbitálnou dráhou inej chemickej zlúčeniny

Táto téma je podrobnejšie popísaná v časti „Moderné koncepcie štruktúry a vlastností kyselín a zásad“.

Klasifikácia kyselín

sa vykonáva z týchto formálnych dôvodov:

1. podľa zásadnosti, to znamená počet atómov vodíka: jeden ($ HCl $), dva ($ H_2S $) a tri-bázické ($ H_3PO_4 $);

2. prítomnosťou atómov kyslíka: okysličené ($ H_2CO_3 $) a bez kyslíka (HCL);

3. silou, tj. stupne disociácie: silná ($ HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4 $ atď.), slabá ($ H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH $ atď.)

4. stabilitou: rperzistentné ($ H_2SO_4 $); nestabilný ($ H_2CO_3 $).

5. tým, že patrí do tried chemických zlúčenín:anorganické (HBr); organické ($ HCOOH, CH_3COOH $);

6. volatilita: volatilné ($ HNO_3, H_2S, HCl $); energeticky nezávislé ($ H_2SO_4 $);

7. rozpustnosťou vo vode: rozpustný ($ H_2SO_4 $); nerozpustný ($ H_2SiO_3 $);

Základná klasifikácia

sa vykonáva z týchto formálnych dôvodov::

1. podľa kyslosti (počet hydroxylových skupín): jedna kyselina (NaOH), dve kyseliny ($ Ca (OH) _2 $), trikyselina ($ Al (OH) _3 $)

2. rozpustnosťou: alkálie alebo rozpustné zásady ($ KOH, NaOH $), nerozpustné ($ Mg (OH) _2, Cu (OH) _2 $)

3. silou (stupne disociácie): silný (NaOH), slabý ($ Cu (OH) _2 $)

** Nesmie sa zamieňať pevnosť zásady a jej rozpustnosť. Napríklad hydroxid vápenatý je silná zásada, aj keď jeho rozpustnosť vo vode nie je veľká. V tomto prípade je silnou zásadou (zásadou) tá časť hydroxidu vápenatého, ktorá je rozpustená vo vode.

AMFOTERICKÉ HYDROXIDY

Definícia

Amfoterné hydroxidy sú komplexné látky, ktoré vykazujú vlastnosti kyselín aj báz.

Vzorec pre amfotérne hydroxidy možno napísať ako kyselinu aj ako zásadu, napríklad: hydroxid hlinitý možno napísať ako bázu ako $ Al (OH) _3 $. Ak spočítame celkový počet atómov vodíka a kyslíka, môžeme napísať: $ H_3ALO_3 $ alebo najjednoduchší vzorec - $ HAlO_2 $.

Amfoterné oxidy a hydroxidy sú tvorené amfotérnymi prvkami. Pamätajte! Amfoterné vlastnosti ukazujú metaloidné prvky: Al, Zn, B, Be, Fe (III), Cr (III) a niektoré ďalšie prechodné prvky s rôznymi oxidačnými stavmi a umiestnené na amfotérnej uhlopriečke v PS (pozri tému „Periodická tabuľka ako konvenčná notácia“). periodický zákonKovy A - skupín, tvoriace uhlopriečku amfotermicity v periodickej tabuľke Be - Al - Ge - Sb - Po, ako aj susedné kovy (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nevykazujú typické kovové vlastnosti.

Prejav dualitných (amfotermických) vlastností, kovových (základných) aj nekovových, je spôsobený povahou chemickej väzby.

KLASIFIKÁCIA A VLASTNOSTI VLASTNOSTÍ SOLÍ

Stanovenie solí, ako aj stanovenie kyselín a zásad má niekoľko možností. V kurze pre 8. ročník je definícia solí nasledovná:

Definícia

Soli -sú to komplexné látky pozostávajúce z katiónov kovov (amónny ión) a aniónov kyslých zvyškov. Všeobecný vzorec solí je $ M ^ (+ n) _xAc ^ (m -) _y $, kde n, m sú oxidačné stavy kovového a kyslého zvyšku, x, y sú počet atómov kovu a kyslého zvyšku. m \u003d x a n \u003d y

Táto definícia sa týka priemerných solí, ktoré vznikajú v dôsledku neutralizačnej reakcie medzi kyselinou a zásadou, to znamená, že sa dajú získať interakciou kyselín a zásad pri uvoľňovaní vody. Preto presnejšia definícia solí média:

Definícia

Stredné soli - ide o produkty úplnej náhrady atómov vodíka v molekule kyseliny atómami kovu alebo úplnej náhrady hydroxoskupín v molekule kyseliny zvyškami kyselín.

Z hľadiska teórie elektrolytická disociácia (TED):

Soľ - sú to zložité látky, ktoré sa vo vodných roztokoch disociujú na katióny kovov a anióny kyslých zvyškov.

Medzinárodná únia čistej a aplikovanej chémie (IUPAC) definuje soli ako chemické zlúčeniny zložené z katiónov a aniónov.

Klasifikáciu solí je možné vykonať:

1. rozpustnosťou: rozpustný, ťažko rozpustný a nerozpustný (podľa tabuľky rozpustnosti môžete určiť, do ktorej skupiny soľ patrí)

2. stupňom substitúcie vodíkových iónov a hydroxylových skupín: stredná, kyslá, zásaditá, dvojitá, zmiešaná. Tejto téme sa podrobnejšie venuje časť „Klasifikácia a nomenklatúra solí“.

V tabuľke sú uvedené príklady a definície kyslých a zásaditých solí.

priemer	kyslé	hlavný	dvojitý
Produkt úplnej náhrady kyslého vodíka za kov	Produkt neúplnej substitúcie kyseliny za vodík kovu (známy iba pre viacsýtne kyseliny)	Produkt neúplnej substitúcie hydroxylových skupín bázy kyslým zvyškom (známy iba pre polykyselinové bázy)	Produkt úplnej náhrady atómov vodíka kyseliny dvoj- alebo viacsýtnej dvoma rôznymi kovmi
Na $ _2 $ SO $ _4 $ síran sodný CuCl $ _2 $ chlorid meďnatý $ Ca_3 (PO_4) _2 $ ortofosforečnan vápenatý	hydrogénsíran sodný CaHPO $ _4 $ hydrogenfosforečnan vápenatý Ca (H $ _2 $ PO $ _4 $) $ _ 2 $ dihydrogén ortofosforečnan vápenatý	hydroxychlorid meďnatý Ca $ _5 $ (PO $ _4 $) $ _ 3 $ (OH) hydroxyorthofosforečnan vápenatý	$ NaKCO_3 $ uhličitan sodný draselný síran hlinito-draselný

Je vytvorená samostatná veľká trieda komplexné soli, ktoré sa týkajú komplexných zlúčenín.

Definícia

Komplexné zlúčeniny alebo koordinačné zlúčeniny - častice (neutrálne molekuly alebo ióny), ktoré vznikajú v dôsledku pripojenia k danému iónu (alebo atómu), tzv komplexotvorné činidlo, neutrálne molekuly alebo iné ióny tzv ligandy.

Vnútorná sféra komplexná zlúčenina - centrálny atóm s naviazanými ligandmi, to znamená v skutočnosti komplexná častica.

Vonkajšia sféra komplexná zlúčenina - zvyšok častíc spojených s komplexnou časticou iónovými alebo intermolekulovými väzbami vrátane vodíka.

Zvážte napríklad štruktúru komplexnej soli $ K_3 $ - hexakyanoferát draselný (III).

Vnútorná sféra je tvorená iónom železa (III), preto je komplexotvorným činidlom s oxidačným stavom +3. Okolo tohto iónu je koordinovaných šesť $ CN ^ - $ iónov. Toto sú ligandy, koordinačné číslo je šesť. Celkový náboj vnútornej sféry je: (+3) + (-1) x6 \u003d (- 3).

Vonkajšiu sféru tvoria draselné katióny $ K ^ + $. Podľa náboja vnútornej sféry rovnajúceho sa (-3) by vo vonkajšej sfére mali byť 3 ióny draslíka.

Komplexné soli s vonkajšou sférou vo vodnom roztoku sa úplne disociujú na komplexný katión alebo anión s nízkou disociáciou.

Komplexné zlúčeniny bez vonkajšej gule sú nerozpustné vo vode (napríklad kovové karbonyly).