Солеутворюючі оксиди:

1). Основні оксиди – це оксиди, яким відповідають основи.До основних оксидів відносяться оксиди металів 1 та 2 груп, а також металів побічних підгруп з валентністю I та II (крім ZnO – оксид цинку та BeO – оксид берилію): оксид літію Li 2 O; оксид натрію Na 2 O; оксид калію K 2 O; оксид міді CuO; оксид срібла Ag2O; оксид магнію MgO; оксид кальцію CaO; оксид стронцію SrO; оксид цезію Cs 2 O; оксид ртуті (2) HgO; оксид рубідії Rb 2 O; оксид заліза (2) FeO; оксид хрому CrO; оксид нікелю NiO.

2). Кислотні оксиди – це оксиди, яким відповідають кислоти.До кислотних оксидів відносяться оксиди неметалів (крім несолетворних – байдужих), а також оксиди металів побічних підгруп з валентністю від V до VII:
оксид вуглецю(IV) CO2; оксид сірки(IV) SO 2; оксид сірки(VI) SO 3; оксид кремнію(IV) SiO 2; оксид фосфору(V) P 2 O 5 ; ксид хрому (VI) CrO 3; ксид марганцю (VII) Mn 2 O 7; оксид азоту NO 2; ксиди хлору Cl 2 O 5 та Cl 2 O 3 .

3). Амфотерні оксиди – це оксиди, Яким відповідають основи та кислоти. Утворюються перехідними металами. Метали в амфотерних оксидах зазвичай виявляють ступінь окиснення від +3 до +4, крім ZnO, BeO, SnO, PbO: оксид цинку ZnO; оксид хрому(III) Cr 2 O 3 ; оксид алюмінію Al 2 O 3; оксид олова(II) SnO; оксид олова(IV) SnO 2; оксид свинцю(II) PbO; оксид свинцю (IV) PbO 2; оксид титану(IV) TiO 2; оксид марганцю(IV) MnO 2; оксид заліза(III) Fe 2 O 3 ; оксид берилію BeO.

Несолетворні оксиди

1). Несолетворні оксиди– це оксиди байдужі до кислот та основ. До них відносяться оксиди неметалів з валентністю I та II:
оксид вуглецю(II) CO; оксид азоту(II) NO; оксид азоту(I) N 2 O; оксид кремнію(II) SiO, оксид сірки(I) S 2 O; оксид водню H2O.

Основи. Класифікація основ

Підставами називають гідроксиди, які дисоціюють (розпадаються) на гідроксильну групу та позитивно заряджений катіон. Загальна формула основ - Е(ОН)m, де m – ступінь окиснення металу.

Класифікація підстав за силою:

1). Сильні підстави.
Розчинні у воді основи називаються лугами:
NaOH - гідроксид натрію (їдкий натр); KOH - гідроксид калію (їдке калі); LiOH - гідроксид літію; Ba(OH) 2 - гідроксид барію; Ca(OH) 2 - гідроксид кальцію (гашене вапно).

2). Слабкі основи:
Mg(OH) 2 - гідроксид магнію; Fe(OH) 2 - гідроксид заліза (II); Zn(OH) 2 - гідроксид цинку; NH 4 OH - гідроксид амонію; А1 (ОН) 3 - гідроксид алюмінію; Fe(OH) 3 - гідроксид заліза (III) і т.д. (Більшість гідроксидів металів).

Класифікація основ по розчинності

Найбільш прийнятною є класифікація основ щодо розчинності їх у воді.

1) Розчинні основи. Луги- Це підстави розчинні у воді. До луг відносять гідроксиди лужних і лужноземельних металів: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, CaOH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

2). Нерозчинні основи- це звані амфотерні гідроксиди, які за взаємодії з кислотами виступають як основи, і з лугом -як кислоти.

Класифікація основ за кількістю гідроксильних груп (ОН):

1). Однокислотні основи (n = 1)- це основа, до складу яких входить одна група - (ОН): LiOH, KOH, NaOH, NH4OH.

2). Двокислотні основи - (n = 2)- це основа, до складу яких входить дві групи - (ВІН): Ba(OH) 2 , Mg(OH) 2 , Zn(OH) 2 Fe (OH) 2 .

3). Трикислотні основи – (n = 3)- це основа, до складу яких входить три групи - (ОН): Fe(OH) 3 , А1(ОН) 3 та ін.

Кислоти. Класифікація кислот

Кислота– це складна речовина, у молекулі якої є один або кілька атомів водню та кислотний залишок. Кислоти класифікують за такими ознаками: а) за наявності або відсутності кисню в молекулі; і б) за кількістю атомів водню.

а) Класифікація кислот за наявністю чи відсутністю кисню в молекулі:

1). Кисень містять кислоти: H 2 SO 4 - сірчана кислота; H 2 SO 3 - сірчиста кислота; HNO 3 – азотна кислота; H 3 PO 4 - фосфорна кислота; H 2 CO 3 - вугільна кислота; Н 2 SiO 3 - кремнієва кислота; HClO 4 – хлорна кислота; HClO 3 - триоксохлорат(V) водню (хлорнувата кислота); HClO 2 - діоксохлорат(III) водню (хлориста кислота); HClO - оксохлорат(I) водню (хлорноваста кислота); H 2 Cr 2 O 7 - гептаоксодихромат(VI) ​​диводню (дихромова кислота); H 2 S 4 O 6 - гексаоксотетрасульфат диводню (тетратіонова кислота); Н 2 В 4 Про 6 - гексаоксотетраборат диводню (тетраметаборна кислота); H - гексагідроксостибат (V) водню; H 3 PO 3 S – тіофосфорна кислота; HбSO 3 S – тіосерна кислота; H 3 PO 3 – фосфориста (фосфонова) кислота.

2). Безкисневі кислоти: HF – фтороводородна кислота; HCl – хлороводнева кислота (соляна кислота); HBr – бромоводнева кислота; HI - йодоводородна кислота; H 2 S - сірководнева кислота; HAuCl4 - тетрахлороаурат(III) водню (золотохлористоводнева кислота); HSCN - роданістоводнева кислота; HN3 – азидоводнева кислота.

б) Класифікація кислот за кількістю атомів водню:

1). Одноосновні кислоти- Це кислоти, до складу яких входить один іон (Н +): HNO 3 - азотна кислота; HF – фтороводородна кислота; HCl – хлороводнева кислота; HBr – бромоводнева кислота; HI - йодоводородна кислота; HClO 4 – хлорна кислота; HClO 3 - триоксохлорат(V) водню (хлорнувата кислота); HClO 2 - діоксохлорат(III) водню (хлориста кислота); HClO - оксохлорат(I) водню (хлорноваста кислота); HAuCl 4 - тетрахлороаурат(III) водню (золотохлористоводнева кислота); H - гексагідроксостибат (V) водню; HSCN - роданістоводнева кислота.

2). Двоосновні кислоти- це кислоти, до складу яких входить два іони (Н +): H 2 SO 4 - сірчана кислота; H 2 SO 3 - сірчиста кислота; H 2 S - сірководнева кислота; H 2 CO 3 - вугільна кислота; H 2 SiO 3 - кремнієва кислота; H 2 Cr 2 O 7 - гептаоксодихромат(VI) ​​диводню (дихромова кислота); H 2 S 4 O 6 - гексаоксотетрасульфат диводню (тетратіонова кислота); Н 2 В 4 Про 6 - гексаоксотетраборат диводню (тетраметаборна кислота); H 2 SO 3 S – тіосерна кислота.

3). Триосновні кислоти- це кислоти, до складу яких входить три іони (Н +): H 3 PO 4 - фосфорна кислота; H3BO3 – борна кислота; H 3 AsO 4 - миш'якова кислота; H 3 PO 3 S – тіофосфорна кислота; H 3 AlO 3 - ортоалюмінієва кислота; H 3 PO 3 – фосфориста (фосфонова) кислота.

4). Багатоосновні (поліосновні) кислоти- це кислоти, до складу яких входить чотири і більше іонів (Н +): H 4 SiO 4 - ортокремнієва кислота; H 4 CO 4 - ортокутна кислота; H 4 P 2 O 7 - дифосфорна (пірофосфорна) кислота; Н 6 P 6 O 18 - гексафосфорна кислота; H 6 TeO 6 – телурова кислота.

Інші класифікації кислот:

За силою кислот:
Сильні кислоти - дисоціюють практично повністю, константи дисоціації більше 1 . 10 -3 (HNO 3); HCl; H 2 SO 4);
Слабкі кислоти - константа дисоціації менше 1 . 10 -3 (оцтова кислота Kд = 1,7 . 10 -5).

За стійкістю:
Стійкі кислоти (H 2 SO 4);
Нестійкі кислоти (H2CO3).

За належністю до класів хімічних сполук:
Неорганічні кислоти: (HBr); (H 2 SO 4);
Органічні кислоти: (HCOOH, CH3COOH).

За летючістю:
Летючі кислоти: (HNO 3 ,H 2 S);
Нелеткі кислоти: (H 2 SO 4).

За розчинністю у воді:
Розчинні кислоти (H 2 SO 4);
Нерозчинні кислоти (H2SiO3).

Солі.

Солями називаються речовини, у яких атоми металу пов'язані з кислотними залишками. Винятком є ​​солі амонію, у яких із кислотними залишками пов'язані не атоми металу, а частинки NH4+, наприклад, (NH4)2SO4 – сульфат амонію.

Класифікація солей:

1). Середні солі.
Середні солі- це складні речовини, що у водних розчинах дисоціюють на катіони металів та аніони кислотних залишків, тобто. є продуктами заміщення всіх катіонів водню в молекулах кислоти на катіони металу (Na 2 CO 3 , K 3 PO 4).

2). Кислі солі.
Кислі солі- це продукти часткового заміщення катіонів водню в кислотах на катіони металу (NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , K 2 HPO 4). Вони утворюються при нейтралізації основи надлишком кислоти (тобто за умов нестачі основи чи надлишку кислоти).

3). Основні солі.
Основні солі- це продукти неповного заміщення гідроксогруп основи (OH -) кислотними залишками (CuOH) 2 CO 3 CoNO 3 (OH). Вони утворюються в умовах надлишку основи чи нестачі кислоти.

4). Комплексні солі.
Комплексні солі- солі, що мають складні катіони або аніони, у яких зв'язок утворений за донорно-акцепторним механізмом. Комплексні іони, з'єднуючись з іншими іонами, утворюють комплексні солі, наприклад, K 4 , Cl, K 2 (Na 2 ) та ін.

Класифікація солей за кількістю присутніх у структурі катіонів та аніонів

Виділяють такі типи солей:

1). Прості солі.
Прості солі- це солі, що складаються з одного виду катіонів та одного виду аніонів (NaCl).

2). Подвійні солі.
Подвійні солі- це солі, що містять два різні типи катіонів. прикладом подвійних солей є (KAl(SO 4) 2 . 12H 2 O) (алюмокалієві галун), KAl(SO4) 2 (сульфат алюмінію-калію), MgK 2 (SO4) 2 , AgK(CN) 2 . Подвійні солі існують лише у твердому вигляді.

3). Змішані солі.
Змішані солі- це солі, у складі яких присутні два різні аніони (Ca(OCl)Cl), Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 [сульфат діамонію-заліза(II)], LiAl(SiO 3) 2 (метасилікат алюмінію- літію), Ca(ClO)Cl (хлорид-гіпохлорит кальцію), Na 3 CO 3 (HCO 3) (гідрокарбонат-карбонат натрію), Na 2 IO 3 (NO 3) (нітрат-іодат натрію)

4). Гідратні солі (кристаллогідрати).
Гідратні солі або кристалогідрати- це солі, до складу яких входять молекули кристалізаційної води, наприклад, Na 2 SO 4 ·10 H 2 O, CaSO 4 · 2H 2 O (гіппс), MgCl 2 · KCl · 6H 2 O (карналіт), CuSO 4 · 5H 2 O ( мідний купорос), FeSO 4 · 7H 2 O ( залізний купорос), Na 2 CO 3 · 10H 2 O (кристалічна сода).

5). внутрішні солі.
Внутрішні солі- це солі, які утворені біполярними іонами, тобто молекулами, що містять як позитивно заряджений, так і негативно заряджений атом (+) NН 3 -CH 2 -COO (-) (біполярний іон амінокислоти гліцину), (+) NH 3 -C 6 H 4 -SO 3 (-) (сульфанілова кислота або таурин). Таурін- сульфокислота, що утворюється в організмі з амінокислоти цистеїну.

Філософська істина: все у світі відносно, – справедлива й у класифікації речовин та його властивостей. Велика різноманітність речовин у Всесвіті і на нашій планеті складається лише з 90 хімічних елементів. У природі зустрічаються речовини, збудовані елементами з порядковими номерами з 1 по 91 включно. Елемент 43 – технецій, нині Землі у природі немає, т.к. цей елемент немає стабільних ізотопів. Він був отриманий штучно внаслідок ядерної реакції. Звідси і назва елемента – від грец. tehnos – штучний.
Усі земні природні хімічні речовини, побудовані з 90 елементів, можна розділити на два великі типи – неорганічні та органічні.
Органічними речовинами називають сполуки вуглецю за винятком найпростіших: оксидів вуглецю, карбідів металів, вугільної кислоти та її солей. Всі інші речовини належать до неорганічних.
Органічних речовин налічується понад 27 млн ​​– набагато більше, ніж неорганічних, кількість яких за найоптимістичнішими підрахунками не перевищує 400 тис. Про причини різноманіття органічних сполукми поговоримо трохи пізніше, а поки що зазначимо, що різкої межі між двома цими групами речовин не існує. Наприклад, сіль ізоціанат амонію NH4NCO вважається неорганічною сполукою, а сечовина (NH2)2CO, що має такий самий елементний склад N2H4CO, – речовина органічна.
Речовини, що мають однакову молекулярну формулу, але різну хімічну будову називаються ізомерами.
Неорганічні речовини прийнято ділити на два підтипи – прості та складні (схема 1). Як ви вже знаєте, простими називають речовини, що складаються з атомів одного хімічного елемента, а складні – із двох та більше хімічних елементів.
Схема 1

Класифікація неорганічних речовин

Здавалося б, кількість простих речовин має співпадати з хімічними елементами. Однак, це не так. Справа в тому, що атоми одного і того ж хімічного елемента можуть утворювати не одну, а кілька простих речовин. Таке явище, як знаєте, називають алотропией. Причинами алотропії може бути різне число атомів у молекулі (наприклад, алотропні модифікації елемента кисню – кисень О2 та озон О3), а також різна будова кристалічних ґрат твердої речовини (наприклад, вже знайомі вам алотропні видозміни вуглецю – алмаз та графіт).
У підтипі простих речовин виділяють метали, неметали та благородні гази, причому останні часто відносять до неметалів. В основі такої класифікації лежать властивості простих речовин, зумовлені будовою атомів хімічних елементів, у тому числі ці речовини утворені, і типом кристалічних ґрат. Всім відомо, що метали проводять електричний струм, теплопровідні, пластичні, мають металевий блиск. Неметали, як правило, таких властивостей не мають. Наше застереження «як правило» не випадкове, і воно ще раз підкреслює відносність класифікації простих речовин. Деякі метали за властивостями нагадують неметали (наприклад, алотропна модифікація олова – сіре олово – порошок сірого кольору, не проводить електричний струм, позбавлене блиску та пластичності, тоді як біле олово, інша алотропна модифікація – типовий метал). Навпаки, неметал графіт, алотропна модифікація вуглецю, дуже електропровідний і має характерний металевий блиск.
Найзагальніша класифікація складних неорганічних речовин добре знайома з курсу хімії основної школи. Тут виділяють чотири класи сполук: оксиди, основи, кислоти та солі.
Розподіл неорганічних речовин на класи проводять виходячи з їх складу, який, своєю чергою, відбивається на властивостях сполук. Нагадаємо визначення представників кожного класу.
Оксиди – складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких – кисень у ступені окислення –2 (наприклад, Н2О, СО2, CuO).
Основи – це складні речовини, що складаються з атома металу та однієї або кількох гідроксигруп (наприклад, NaOH, Ca(OH)2).
Кислоти – це складні речовини, що складаються з атомів водню та кислотного залишку (наприклад, HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4).
Солі – це складні речовини, що складаються з атомів металу та кислотних залишків (наприклад, NaNO3, K2SO4, AlCl3).
Подібна класифікація та визначення також дуже відносні. По-перше, роль металу в основах і солях можуть виконувати складні частинки на кшталт знайомогова катіону амонію NH4+, що складається тільки з елементів неметалів. По-друге, існує досить численна група речовин, які формальними ознаками (за складом) є підставами, а за властивостями відносяться до амфотерних гідроксидів, тобто. поєднують властивості основ та кислот. Наприклад, гідроксид алюмінію Al(OH)3 при взаємодії з кислотою поводиться як основа:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O,
а при сплавленні з лугами виявляє властивості кислоти:
H3AlO3 + NaOH = NaAlO2 + H2O.
По-третє, у наведену вище класифікацію складних неорганічних речовин не потрапляє велика кількість сполук, які не можна віднести до жодного з перерахованих класів. Це, наприклад, сполуки, утворені двома або більше елементами-неметалами (хлорид фосфору (V) PCl5, сульфід вуглецю CS2, фосген COCl2).
? 1. Які речовини називаються неорганічними, а які – органічними? Наведіть приклади. Доведіть відносність такої класифікації речовин.
2. Які речовини називаються простими, а які складними? Чому кількість простих речовин перевищує кількість хімічних елементів?
3. Якою є класифікація простих речовин? Наведіть приклади речовин кожного типу. Шляхетні гази є речовинами атомної чи молекулярної будови? Наведіть аргументи на користь тієї та іншої поглядів.
4. Які неорганічні речовининазиваються оксидами, основами, кислотами, солями? Наведіть приклади речовин кожного класу, проілюструйте їх властивості двома-трьома рівняннями хімічних реакцій.
5. За допомогою рівнянь хімічних реакцій доведіть, що амфотерні гідроксиди виявляють властивості як кислот, так і основ.
6. Карбонат кальцію (крейда, мармур, вапняк) надихав скульпторів, художників, поетів. Наприклад:

«Класифікація та номенклатура неорганічних сполук»

Найважливішими класами неорганічних сполук є оксиди, кислоти, основи та солі.

Оксиди - це складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких - кисень у ступені окислення (-2).

При написанні формули оксиду символ елемента, що утворює оксид, ставиться перше місце, а кисню – друге. Загальна формула оксидів: Ех Оу.

Особливу групу кисневих сполук елементів становлять пероксиди. Зазвичай їх розглядають як солі пероксиду водню Н2 О2, що виявляє слабкі кислотні властивості. У пероксидів атоми кисню хімічно пов'язані як з атомами інших елементів, а й між собою (утворюють пероксидну групу – О– О–). Наприклад, пероксид натрію Na2 O2 (Na-O-O-Na), а оксид натрію Na2 O (Na-O-Na). У пероксидах ступінь окиснення кисню дорівнює (-1). Так, у пероксиді барію BaO2 ступінь окислення барію дорівнює +2, а кисню –1.

Назви оксидів

Назви оксидів відповідно до номенклатурних правил утворюються зі слова «оксид» та назви оксидоутворюючого елемента в родовому відмінку, наприклад, СаО – оксид кальцію, К2 Про – оксид калію.

У випадку, коли елемент має змінний ступінь окиснення і утворює кілька оксидів, після назви цього елемента вказують його ступінь окиснення римською цифрою в дужках, або вдаються до допомоги грецьких числівників (1-моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта). Наприклад,

VO – оксид ванадію (II) або монооксид ванадію;

V2 O3 – оксид ванадію (III) чи триоксид диванадія; VO2 - оксид ванадію (IV) або діоксид ванадію; V2 O5 – оксид ванадію (V) чи пентаоксид диванадія.

Класифікація оксидів

За реакційною здатністю оксиди можна розділити на солеутворюючі та несолетворні (байдужі). У свою чергу, солеутворюючі оксиди поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основні оксиди. Одержання основних оксидів та їх хімічні властивості

Основними називаються такі оксиди, яким відповідають основи. Наприклад, Na2 O, CaO є основними оксидами, оскільки відповідають підстави NaOH, Ca(OH)2 .

Отримання основних оксидів

1. Взаємодія металу із киснем. Наприклад: 4 Li + O 2 → 2 Li2 O.

2. Розкладання при нагріванні кисневих сполук: карбонатів, нітратів, основ. Наприклад:

MgCO3 ¾¾ MgO + CO2 -;

2Cu(NO3 )2 ¾¾ 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;

Ca(OH)2 ¾¾ CaO + H2 O .

Хімічні властивості основних оксидів

1. Взаємодія із водою. По відношенню до води основні оксиди поділяються на розчинні та нерозчинні. Розчинні – це оксиди лужних металів (Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O) та лужноземельних металів (CaO, SrO, BaO). Розчиняючись у воді, оксиди лужних і лужноземельних металів утворюють розчинні у воді основи, які називаються лугами. До нерозчинних у воді відносяться оксиди інших металів. Наприклад:

Na2 O + H2 O → 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Основні оксиди взаємодіють із кислотами, утворюючи сіль та воду. Наприклад: CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2 O

3. Основні оксиди взаємодіють із кислотними, утворюючи у своїй сіль. Наприклад:

СаO + SO3 → CaSO4

Кислотні оксиди. Одержання кислотних оксидів та їх хімічні властивості

Кислотними називаються такі оксиди, якими відповідають кислоти. Наприклад, CO2, P2 O5, SO3 є кислотними оксидами, так як їм відповідають кислоти H2 CO3, H3 PO4, H2 SO4.

Одержання кислотних оксидів

1. Горіння неметалу. Наприклад: S+O 2 → SO2;

2. Горіння складних речовин. Наприклад: СН 4 + 2О2 → СО2 + 2 Н2;

3. Розкладання при нагріванні кисневих сполук: карбонатів, нітратів, гідроксидів. Наприклад:

CaCO3 ¾® CaO + CO2 -;

2AgNO3 ¾¾ 2Ag + 2NO2 - + O2 - .

Хімічні властивості кислотних оксидів

1. Взаємодія із водою. Більшість кислотних оксидів безпосередньо реагують із водою, утворюючи у своїй кислоту. Винятки становлять лише оксиди кремнію (SiO2), телуру (TeO2, TeO3), молібдену та вольфраму (MoO3, WO3). Наприклад:

СO2 + H2 O ↔ Н2 СО3

2. Кислотні оксиди взаємодіють з основами, утворюючи сіль та воду. Наприклад: SO3 + 2 NaOH → Na2 SO4 + H2 O

3. Кислотні оксиди взаємодіють з основними, утворюючи при цьому сіль. Наприклад: 3CaO + P2 O5 → Ca3 (PO4 )2

4. Летючі кислотні оксиди здатні витісняти більш летючі їх солей. Наприклад, нелетючий кислотний оксид кремнію (IV) витісняє летючий кислотний оксид СО2 із його солі СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 - .

Амфотерні оксиди

Амфотерними називаються такі оксиди, які в залежності від умов виявляють основні або кислотні властивості, тобто мають двоїсті властивості.

1. Амфотерні оксиди не взаємодіють із водою.

2. Амфотерні оксиди взаємодіють із кислотами. Наприклад:

Al2 O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 O

3. Амфотерні оксиди взаємодіють із основами. Наприклад:

Al2 O3 + 2 NaOH ¾® 2 NaAlO2 + H2 O Al2 O3 + 2NaOH + 3H2 O ® 2Na

4. Амфотерні оксиди взаємодіють з основними та кислотними оксидами.

Al2 O3 + 3 SO3 ¾® Al2 (SO4 )3

Al2 O3 + Na2 O ¾® 2 NaAlO2

Гідроксиди – це складні багатоелементні хімічні сполуки, до складу яких входять атоми будь-якого елемента, кисню та водню. Хімічний характер гідроксидів визначається властивостями відповідних оксидів. Тому гідроксиди поділяються на три великі групи:

1. Гідрати кислотних оксидів, звані кислотами, наприклад, H 2 SO4.

2. Гідрати основних оксидів, які називаються основами, наприклад, Ba(OH) 2 .

3. Гідрати амфотерних оксидів, які називаються амфотерними гідроксидами, наприклад, Be(OH) 2 .

Основи Основи – це електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням

катіону металу (або іону амонію NH4 + ) та гідроксогрупи ВІН-. Назви підстав

Загальна формула підстав: Мe(ОН)n. Відповідно до міжнародної номенклатури назви основ складаються зі слова гідроксид та назви металу. Наприклад, NaOH – гідроксид натрію, Ca(OH)2 – гідроксид кальцію. Якщо елемент утворює кілька підстав, то в назві вказується ступінь його окислення римською цифрою в дужках: Fe(OH)2 – гідроксид заліза (II), Fe(OH)3 – гідроксид заліза (III).

Крім цих назв для деяких найважливіших підстав застосовуються й інші, переважно традиційні російські назви. Наприклад, гідроксид натрію NaOH називають їдким натром, гідроксид кальцію Ca(OH)2 – гашеним вапном, КОН – їдким калі.

Число ВІН-груп, що містяться в молекулі основи, визначає його кислотність. За цією ознакою основи поділяються на однокислотні (КОН), двокислотні (Cu(OH)2 ), трикислотні

(Cr(OH)3).

Гідроксиди, що розчиняються у воді, називають лугами. Це гідроксиди лужних та лужно-

земельних металів: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Способи отримання лугів та основ

1. Розчинні у воді основи (луги) отримують при взаємодії лужних та лужноземельних металів з водою.

2Na + 2Н2 O → 2NaOH + H2 -

2. Розчинні у воді основи (луги) отримують при взаємодії оксидів лужних та лужноземельних металів з водою.

Na2 O + H2 O → 2NaOH

3. Луги можна отримати електролізом водних розчинів відповідних солей (Наприклад, гідроксид натрію можна отримати електролізом розчину солі NaCl).

2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Катод: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Анод: 2 Cl– – 2e – → Cl2

4. Малорозчинні або нерозчинні у воді основи одержують шляхом взаємодії розчинів відповідних солей з розчинами лугів. Наприклад:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 + Na2 SO4

Хімічні властивості основ

Підстави здебільшого є тверді речовини. По відношенню до води їх модно розділити на дві групи: розчинні у воді – луги та нерозчинні у воді. Розчини лугів мильні на дотик. Змінюють забарвлення індикаторів: лакмусу синій колір, фенолфталеїну – у малиновий, метилового оранжевого – у жовтий колір.

1. Електролітичні властивості основ. Одна з найбільш характерних властивостей основ – електролітична здатність до дисоціації у рідкому стані. При дисоціації основи утворюється гідроксогрупа ВІН- та основний залишок – катіон.

Дисоціація основ, що містять одну гідроксогрупу ВІН-, протікає в один щабель:

КОН ↔ К+ + ОН– .

Підстави, що містять кілька гідроксогруп у молекулі, дисоціюють ступінчасто, з поступовим відщепленням іонів OH-.

Катіон, що утворюється після відщеплення від молекули гідроксиду однієї або кілька гідроксид-іонів, називається основним залишком. Кількість основних залишків, відповідних даному гідроксиду, дорівнює числу гідроксогруп OH - у складі молекули гідроксиду.

Назва основного залишку утворюється з назви металу у складі залишку з додаванням слова «іон». Якщо залишки містять одну або дві гідроксогрупи, до назви металу додаються приставки "гідроксо" або "дигідроксо".

(мильність на дотик, зміна кольору індикаторів, взаємодія з кислотами, кислотними оксидами, солями) обумовлені наявністю гідроксид-іонів у їхньому складі.

2. Взаємодія із кислотами. Це реакція нейтралізації, що веде до утворення солі

та води:

2 NaOH + H 2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O.

3. Луги взаємодіють із кислотними оксидами:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2 O.

4. Луги взаємодіють із розчинами солей. Ця взаємодія здійснюється, якщо після реакції утворюються важкорозчинні або слабкі підстави. Наприклад:

2 КОН + CuSO 4 → Cu(OH)2 + K2 SO4 .

5. При нагріванні нерозчинні основи розкладаються на оксид та воду. Наприклад:

2 Fe(OH)3 ¾® Fe2 O3 + 3 H2 O.

Амфотерні гідроксиди

Амфотерність гідроксидів сприймається як здатність погано розчинних гідроксидів металів виявляти кислотні чи основні властивості залежно від характеру кислотноосновного взаємодії. Амфотерними є такі гідроксиди: Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Cr(OH)3 , Be(OH)2 , Ge(OH)2 , Sn(OH)4 , Pb(OH)2 та ін.

Формула амфотерного гідроксиду, як правило, записується за формулою основи Ме(ОН)n, але її можна уявити і у вигляді кислоти Нn MеOm. Наприклад, Zn(OH)2 – гідроксид цинку або H2 ZnO2 – цинкова кислота; Al(OH)3 – гідроксид алюмінію або НAlO2 – метаалюмінієва кислота (Н3 AlO3 – ортоалюмінієва кислота).

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Через свою двоїстість амфотерні гідроксиди здатні реагувати як з кислотами, так і з лугами.

1. При взаємодії із сильними кислотами утворюються сіль та вода; при цьому амфотерний гідроксид виявляє основні властивості.

2. При взаємодії із сильними основами (лугами) утворюються сіль та вода; при цьому амфотерний гідроксид виявляє кислотні властивості і в рівнянні має бути використана його кислотна форма.

H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2 O

цинкат натрію

НAlO2 + NaOH ¾¾ NaAlO2 + H2 O (сплавлення)

метаалюмінат натрію 3. З водними розчинами лугів амфотерні гідроксиди утворюють комплексні

з'єднання:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Амфотерні гідроксиди – нерозчинні сполуки. Одержання амфотерних гідроксидів можливе лише побічно – шляхом взаємодії лугів із солями відповідних металів.

Кислоти Кислоти – це електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням катіону

водню Н+ та аніону кислотного залишку.

Назви кислот

В загальному виглядіформула кислоти записується як Нm Е або Нm ЕОn , де Е - кислотоутворюючий елемент.

за хімічним складом, А саме по відсутності або наявності атомів кисню в молекулах, кислоти поділяються на кисень вміст (H2 SO4, HNO3) і безкисневі (H2 S, HF, HCl).

Кислоти мають традиційні та систематичні назви, що складаються за номенклатурними правилами ІЮПАК для складних сполук.

Традиційна назва кислоти складається із двох слів. Перше слово – прикметник із коренем від російської назви кислотоутворюючого елемента, друге – слово «кислота», наприклад, сірчана кислота, азотна кислота. У назвах кисневмісних кислот для позначення ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента використовуються такі суфікси:

– н, – ов, – ев – (вища чи будь-яка єдина ступінь окислення), як HClO4 – хлорна, H2 SO4 – сірчана, HMnO4 – марганцева кислота; H2 SiO3 – метакремнієва кислота.

– новат – (проміжний ступінь окиснення +5), як HClO 3 – хлорнувата, HIO3 – йодновата, H2 MnO4 – марганцева кислота.

– овіст, - іст - (проміжний ступінь окиснення +3, +4), як H 3 AsO3 – ортомиш'яковиста

кислота; HClO2 – хлориста; HNO2 – азотиста.

– новатист – (найнижчий позитивний ступінь +1), як HClO – хлорноватистий.

Якщо елемент в одній і тій же мірі окислення утворює кілька кислот, що містять кисень, то до назви кислоти з меншим вмістом кисневих атомів додають префікс «мета», при найбільшому числі – префікс «орто»: НРО3 – метафосфорна кислота, Н3 РО4 – ортофосфорна кислота (ступінь окиснення фосфору дорівнює +5).

Способи одержання кислот

1. Взаємодія кислотного оксиду із водою. Наприклад: SO2 + H2 O → H2 SO3

Виняток становлять SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, які з водою не взаємодіють. 2. Якщо кислотний оксид не розчинний у воді, то відповідні кислоти отримують

непрямим шляхом, а саме дією іншої кислоти на відповідну сіль. Наприклад:

Na2 SiO3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 SiO3 ↓

3. Безкисневі кислоти отримують шляхом взаємодії неметалів з воднем з подальшим розчиненням продуктів у воді. Наприклад:

Н 2(г) + Cl 2(г) → 2 HCl (г)

Хімічні властивості кислот

Кислоти являють собою рідини (Н2 SO4, HNO3) або тверді речовини (H3 PO4). Багато кислот добре розчиняються у воді. Водні розчини кислот мають кислий смак і змінюють колір індикаторів: лакмусу надають червоного кольору, метилового помаранчевого – рожевого.

1. Електролітичні властивості кислот. Відповідно до теорії електролітичної дисоціації кислотами називають речовини, що дисоціюють у водних розчинах з утворенням іонів водню Н+, якими зумовлені всі загальні властивості кислот (кислий смак розчинів, фарбування лакмусу в червоний колір, взаємодія з металами тощо).

Число іонів водню кислоти, здатних заміщатися на катіони металів, визначає основність цієї кислоти та число ступенів дисоціації. Так HCl, H2 SO4 , H3 PO4 – приклад одно-, дво- та триосновних кислот.

Дисоціація одноосновної хлороводневої кислоти HCl відбувається в один ступінь: HCl ↔ H+ + Cl–

Їй відповідає один кислотний залишок - хлорид-іон Cl-.

Вугільна кислота, будучи двоосновною кислотою, дисоціює у два щаблі з утворенням кислотних залишків:

Ортофосфорна кислота Н3 РО4 дисоціює в три ступені з утворенням трьох кислотних

Якщо кислотний залишок містить один водень-іон, то до його назви додається приставка «гідро», якщо два водневі іони – «дигідро».

2. Взаємодія з основами, у результаті утворюється сіль та вода. HCl + NaOH → NaCl + H2 O

3. Взаємодія із основними оксидами.

2 HCl + CaO → CaCl 2 + H2 O

4. Взаємодія із солями. Кислоти вступають у реакцію із солями, якщо в результаті її

утворюється слабкіша кислота, малорозчинна або летюча сполука.

H2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Взаємодія кислот з металами (з утворенням солі та виділенням водню).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Метали, що мають стандартний електродний потенціал більше водню, із кислотами не взаємодіють. При взаємодії металів з концентрованою сірчаною кислотою, концентрованою та розведеною азотною кислотою водень не виділяється.

Солі Солі – це електроліти, що дисоціюють у водному розчині з утворенням катіонів

основних залишків та аніонів кислотних залишків. Формули та назви солей

Склад солі описується формулою, у якій перше місце ставиться формула катіону, але в друге – формула аніону. Назви солей утворюються від назви кислотного залишку (у називному відмінку) та назви основного залишку (у родовому відмінку), що входять до складу солі. Ступінь окислення металу, що утворює катіон, вказується римськими цифрами у дужках, якщо це необхідно. Наприклад, K2 S – сульфід калію, FeSO4 – сульфат заліза (II), Fe2 (SO4 )3 – сульфат заліза (III).

Аніон безкисневої кислоти має закінчення «ід». Наприклад, FeCl3 – хлорид заліза (III). Назви кислих солей утворюються так само, як і середніх, але при цьому до назви аніону додають приставку «гідро», що вказує на наявність атомів водню, кількість яких позначається грецькими числительними: ді, три і.т.д. Наприклад: Fe(HSO4 )3 – гідросульфат

заліза (III), NaH2 PO4 – дигідрофосфат натрію.

Назви основних солей утворюються так само, як і середніх, але при цьому до назви катіону додають приставку «гідроксо», що вказує на наявність гідроксогруп, число яких позначається грецькими числительними: ді, три і.т.д. Наприклад: (CuOH)2 CO3 – карбонат гідроксомеді (II), Fe(OH)2 Cl – хлорид дигідроксожелезу (III).

Солі поділяються на середні, кислі та основні.

Середні (нормальні) соліне містять у молекулі ні атомів водню, ні гідроксогруп. Вони дисоціюють практично повністю (не східчасто), утворюючи катіони металу та аніони кислотного залишку:

K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–

Середні солі можна отримати при повному заміщенні атомів водню в молекулах кислот атомами металів або при повному заміщенні гідроксогруп в основі кислотних залишків. Наприклад:

Zn(OH)2 + H2 SO4 → ZnSO4 + 2 H2 O

Кислі солі – це солі, кислотний залишок яких містить у своєму складі водень, наприклад, KHS, Fe(HSO4)3. Такі солі дисоціюють східчасто. Спочатку (по I ступені) відбувається повна дисоціація солі на катіони металу та аніони кислотного залишку:

KHS ↔ K+ + HS– (повна дисоціація)

Потім кислотний залишок дисоціює в меншою мірою(частково), ступінчасто відщеплюючи катіони водню:

HS– ↔ H+ + S2– (часткова дисоціація)

За своїми властивостями кислі солі є проміжними сполуками між середніми солями та кислотами. Так само, як кислоти, вони зазвичай добре розчиняються у воді і здатні до реакції нейтралізації.

Кислі солі утворюються лише багатоосновними кислотами у разі неповного заміщення атомів водню в кислоті на атоми металу (надлишок кислоти). Наприклад:

NaOH + H2 SO4 → NaHSO4 + H2 O

гідросульфат натрію

Одноосновні кислоти (HCl, HNO3) кислих солей не утворюють.

Основні солі – це солі, катіони яких містять одну або кілька гідроксогруп,

наприклад, (CuOH)2 CO3, (FeOH)Cl2.

Основні солі так само, як і кислі, дисоціюють східчасто. По I ступені йде повна дисоціація на катіони основного залишку та аніони кислотного, а потім йде часткова дисоціація основного залишку. Наприклад, карбонат гідроксомеді (II) повністю дисоціює по першому ступені:

(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (повна дисоціація)

потім основний залишок частково дисоціює як слабкий електроліт на іони: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (часткова дисоціація)

Як правило, основні солі малорозчинні та при нагріванні розкладаються з виділенням води.

Основні солі утворюються лише багатокислотними основами у разі неповного заміщення гідроксогруп основи на кислотні залишки (надлишок основи). Наприклад: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2 O

хлорид гідроксомагнію

Одержання солей

Середні солі можуть бути отримані при взаємодії речовин:

1. металу з неметалом. Наприклад: Fe + S → FeS

2. металу із кислотою. Наприклад:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 −

3 Zn + 4 H2 SO4(конц.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2 O

3. Основний оксид з кислотою. Наприклад: CuO + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O

4. кислотного оксиду з основами. Наприклад: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2 O

5. основи з кислотою (реакція нейтралізації). Наприклад: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2 O

6. двох різних солей. Наприклад:

Na2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

7. лугів із солями. Наприклад: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓

8. витіснення пасивного металу з розчину його солі активнішим металом (відповідно до низки напруг металів). Наприклад:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. взаємодією кислотного оксиду з основним. Наприклад:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Кислі солі можуть бути отримані:

1. при взаємодії снування з надлишком кислоти чи кислотного оксиду. Наприклад: Pb(OH)2 + 2 H2 SO4 → Pb(HSO4 )2 + 2 H2 O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3 )2

2. при взаємодії середньої солі із кислотою, кислотний залишок якої входить до складу цієї солі. Наприклад:

PbSO4 + H2 SO4 → Pb(HSO4 )2

Основні солі виходять:

1. при взаємодії кислоти з надлишком основи. Наприклад: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2 O

2. при взаємодії середньої солі з лугом:

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

Кислі або основні солі утворюються при гідролізі середніх солей: Na2 CO3 + H2 O → NaHCO3 + NaOH

Al2 (SO4 )3 + H2 O → 2 AlOHSO4 + H2 SO4

Хімічні властивості солей

1. У ряді стандартних електродних потенціалів кожен попередній метал витісняє наступні розчини їх солей. Наприклад:

Zn + Hg (NO3) 2 → Zn (NO3) 2 + Hg

2. Солі взаємодіють із лугами. Наприклад:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4

3. Солі взаємодіють із кислотами: CuSO 4 + H2 S → CuS↓ + H2 SO4

4. Багато солей взаємодіють між собою:

CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl

При складанні хімічних рівнянь реакцій слід пам'ятати, що реакція протікає, якщо один з продуктів, що утворюються, випадає у вигляді осаду, виділяється вигляді газу або являє собою малодисоційоване з'єднання.

Перетворення кислих та основних солей у середні

1. Взаємодія кислої солі з гідроксидом того ж металу: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O

2. Взаємодія кислої солі з сіллю того ж металу, але іншої кислоти: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl

3. Термічне розкладання кислих солей:

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2 O

4. Взаємодія основної солі з відповідною кислотою: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O

Ступінь окислення

При класифікації різних речовин, складання формул хімічних сполук та опис їх властивостей використовується характеристика стану атомів елементів – ступінь окислення. Ступінь окиснення – це кількісна характеристика стану атома елемента у соединении.

Ступінь окислення – це умовний заряд атома в молекулі хімічної сполуки, обчислений з припущення, що це молекули хімічної сполуки складаються з іонів, тобто загальні електронні пари переходять до найбільш электроотрицательному елементу.

Ступінь окислення може бути негативним, позитивним числом або дорівнювати нулю. Ступінь окиснення позначають арабськими цифрами зі знаком (+) або (–) перед цифрою, та записують над символом елемента у формулі хімічної сполуки.

Негативне значення ступеня окислення приписується атому, що притягнув до себе електрони, та його величина, що дорівнює кількості притягнутих електронів, відзначається знаком (–).

Позитивне значення ступеня окиснення визначається кількістю електронів відтягнутих від даного атома і відзначається знаком (+).

При обчисленні ступенів окиснення атомів використовується наступна сукупність правил:

1) у молекулах простих речовин ступінь окиснення атома дорівнює нулю;

2) водень у з'єднаннях з неметалами має ступінь окиснення (+1), виняток становлять гідриди, в яких ступінь окиснення водню дорівнює(–1);

3) кисень у всіх складних сполуках має ступінь окислення(–2), крім OF2 та різних перекисних з'єднань.

4) фтор, як найбільш електронегативний елемент, у всіх сполуках має ступінь окиснення(–1);

5) галогени у сполуках з воднем та металами виявляють негативний ступінь окиснення(-1), і з киснем – позитивну, крім фтору.

6) всі метали у своїх сполуках характеризуються лише позитивними ступенями окиснення, у тому числі лужні метали мають ступінь окиснення (+1), алужно-земельні –

7) сума ступенів окислення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю, сума ступенів окислення всіх атомів у складному іоні дорівнює заряду цього іона.

3. Класифікація неорганічних сполук

При класифікації необхідно суворо дотримуватися ознак, якими вона проводиться. Найпростішою ознакою є склад – атомний чи елементний. За атомним складом можна назвати одно-, двух- і т.д. атомні (Не; N 2 і ЗІ; Про 3 і NO 2 і т.д., відповідно). Те саме за елементним складом: одноелементні (Не, N 2); двоелементні (СО, СО 2) тощо. Крім того – за назвою (видом) одного з елементів або радикалів, що входять до складу ряду сполук: оксиди, сульфіди, гідроксиди, сульфати тощо.

За функціональними ознаками неорганічні сполуки поділяються на класи залежно від характерних функцій, що виконуються ними у хімічних реакціях. Наприклад, широко використовується кислотно-основна класифікація, пов'язана з теорією кислот та основ Арреніуса. У цій теорії кислотою називають речовину, яка при дисоціації у воді утворює іони Н + та аніони, основою – речовина, що утворює при цьому іони ОН – та катіони, при взаємодії кислоти та основи утворюється сіль та вода. Таким чином, відповідно до цієї теорії виділяють три групи речовин.

Відповідно до цієї ж теорії будь-які складні речовини можуть мати кислотні, основні або амфотерні властивості.

Кислотні властивостівиявляє речовину, якщо вона при розчиненні у воді утворює кислоту, а в реакціях з іншими речовинами віддає Н+, утворює аніон та приєднує катіон.

Основні властивості- Протилежні кислотним.

Амфотерність –прояв протилежних властивостей одним і тим самим речовиною (у разі і кислотних, і основних).

Як приклади наведемо класифікації оксидів, гідроксидів та фторидів за цією ознакою.

Складні речовини

(неорганічні)

ОксидиОснови Кислоти Солі

Оксиди -це складні речовини, до складу яких входять атоми кисню та будь-якого іншого елемента ( Е Х Про Y). Ступінь окиснення кисню в оксидах дорівнює - 2. Наприклад, Fe 2 O 3 - оксид заліза (Ш); CгO - оксид хрому (II) або оксид хрому (+2).

За хімічними властивостями оксиди розрізняють:

ОКСИДИ

основні амфотерні кислотні

утворюються металами Al 2 O 3 ,BeO,ZnO,PbO, утворюються неметалла-

(MgO;CrO;CuOі ін)Cr 2 O 3 ,SnO,SnO 2 ,GeO, ми і металами в

у степ. окис. +1, +2GeO 2 ,Sb 2 O 3 ,MnO 2 та ін вищ. степ. окиснення.

(CO 2 ;P 2 O 5 ;Mn 2 O 7 .)

Основнимиоксидами називаються такі, які при взаємодії з кислотами утворюють катіон у складі солі та воду. Сполуки цих оксидів з водою відносять до класу основ (наприклад, оксиду Na 2 O відповідає основа NaOH).

Кислотнимиоксидами називаються такі, які при взаємодії з основами утворюють аніон у складі солі та воду. З'єднання цих оксидів з водою відносять до класу кислот (наприклад, оксиду P 2 O 5 відповідає кислота H 3 PO 4 а оксиду Cl 2 O 7 - кислота HClO 4).

До амфотернимоксидам відносяться такі, які взаємодіють з розчинами кислот та основ з утворенням солі та води. Сполуки цих оксидів з водою – гідроксиди – можуть мати як кислотні, так і основні властивості (наприклад, амфотерному оксиду ZnO відповідає основа Zn(OH) 2 і кислота H 2 ZnO 2 – зміною порядку запису атомів у формулі часто наголошують на функції з'єднання).

При взаємодії кислотних та основних оксидів між собою утворюється сіль, катіон якої належить основному, а аніон – кислотного оксиду.

Таким чином, характерною особливістю оксидів є здатність до утворення солей. Тому такі оксиди відносяться до солетворних. Поряд із солеутворюючими існують і несолетворні, або байдужі, оксиди, які не утворюють кислот ісолей. Прикладом можуть бути CO, N 2 O, NO, .SiO.

Якщо елемент утворює оксиди в декількох ступенях окисненняамфотерні оксиди поділяють основні і кислотні так, що оксиди, відповідні нижчимступеням окиснення є основними,а вищим- кислотними.

Наприклад, марганець утворює оксиди:

2 +3 +4 +6 +7

MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7

основні оксиди амфотерний кислотні оксиди

Для хрому характерні ступеня окиснення: +2, +3 та +6.

Оксиди CrO Cr 2 O 3 CrO 3

основний амфотерний кислотний

Хімічні властивості оксидів

основні кислотні

1. Основні оксиди взаємодіють 1. Кислотні оксиди взаємодіють

з кислотами з утворенням солі та води: з розчинними основами (лугами)

CuO+H 2 SO 4 =CuSO 4 +H 2 O. утворенням солі та води:

CO 2 + 2NaOH=Na 2 CO 3 +H 2 O.

2.Оксиди активних металів взаємо- 2 Кислотні оксиди взаємодіють

діють з водою з утворенням водою з утворенням кислоти:

луги: Li 2 O + H 2 O = 2LiOH. P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 .

3. Основні та кислотні оксиди взаємодіють між собою

з утворенням солі: CaO + CO2 = CaCO3.

амфотерні

Амфотерні оксиди взаємодіють як з кислотами, так і з основами з утворенням солі та води:

ZnO+ 2HCl=ZnCl 2 +H 2 O;

ZnO+ 2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O

або ZnO ​​+ 2NaOH + H 2 O = Na 2 .

По відношенню до розчинення у воді оксиди (і багато інших речовин) поділяють на розчинні та нерозчинні. Розчинні оксиди та інші речовини, що утворюють кислоти, називаються ангідридамивідповідних кислот ( SO 3 - ангідрид сірчаної кислоти Н 2 SO 4 ; Cl 2 Про 7 - ангідрид НСlO 4).

Приклад 7.Які з наведених нижче елементів утворюють кислотні оксиди:

Na, Zn, Ba, Ti, B? Складіть формули цих оксидів.

Рішення.З перерахованих елементівNa,Ba є типовими металами, тому утворюють основні оксиди-Na 2 O,BaO;

Zn утворює амфотерний оксид формула якого-ZnO;

Бор відноситься до неметал, отже, його оксид B 2 O 3 є кислотним.

Титан відноситься до перехідних металів і може виявляти ступеня окиснення +2 і +4, отже, найвищою мірою окиснення +4 титан утворює кислотний оксид TiO 2 .

Приклад 8.Для зазначених оксидів вкажіть їх характер і напишіть формули відповідних гідроксидів: CaO,V 2 O 5 ,PbO,Li 2 O.

Рішення.СаО-оксид кальцію-утворений металом, тому має основний характер, отже, відповідний йому гідроксид-Са(ОН) 2 ;

V 2 O 5 -оксид ванадію (V)-утворений перехідним металом у вищому ступені окислення, тому є кислотним оксидом (ангідридом). Відповідний гідроксид-ванадієва кислота-HVO 3 ;

PbO-оксид свинцю є амфотерним оксидом, тому йому відповідає як кислота H 2 PbO 2 ; так і основа-Pb(OH) 2 .

Li 2 O - оксид літію є основним оксидом, так як утворений металом і йому відповідає основа LiOH.

Приклад 9.Наведіть три приклади реакцій між оксидом елемента 2-го періоду та оксидом елемента 4-го періоду.

Рішення.Щоб пройшло взаємодію між двома оксидами треба, щоб один із оксидів був основним (або амфотерним), а інший-кислотним (або амфотерним). У другому періоді Li 2 O-основний оксид, ВеО-амфотерний, 2 і N 2 O 5 -кислотні. У четвертому періоді До 2 О, СаО, FeO-основні, Сr 2 O 3 -амфотерний, As 2 O 5, CrO 3, SeO 3 -кислотні оксиди. Рівняння:

СО 2 + К 2 О = К 2 СО 3; ВеО + СаО = СаВеО 2; 3N 2 O 5 + Сr 2 O 3 = 2Сr(NO 3) 3 .

Гідроксиди- складні речовини, до складу яких входять одна або кілька гідроксильних груп - Е(ОН) n , ЕО m (OH) n та ін. Така форма запису застосовується, якщо хочуть підкреслити основні властивості гідроксиду (NaOH, AlO(OH), SO 2 (OH) 2). Якщо потрібно підкреслити кислотні властивості, формулу записують в іншому порядку – Н n ЕО m (HAlO 2 , H 2 SO 4). Амфотерні основи називають амфолітами.

Класифікація речовин

Усі речовини поділяються на прості (елементарні) та складні. Прості речовини складаються з одного елемента, складні – з двох та більше елементів. Прості речовини поділяються на метали та неметали.

Метали мають характерний «металевий» блиск, мають ковкість, тягучість, можуть прокочуватися в листи або витягуватися в дріт, мають хорошу теплопровідність і електричну провідність. При кімнатній температурі всі метали (крім ртуті) у твердому стані.

Неметали не мають характерного для металів блиску, крихкі, дуже погано проводять теплоту та електрику. Деякі з них за звичайних умов газоподібні.

Складні речовини поділяють на органічні та неорганічні (мінеральні). Органічними прийнято називати сполуки вуглецю, крім найпростіших сполук вуглецю (CO, CO 2 , H 2 CO 3 , HCN та його солей та інших.); решта речовин називаються неорганічними.

Складні неорганічні сполуки класифікуються як за складом, і за хімічними властивостями (функціональними ознаками). За складом вони, насамперед, поділяються на двоелементні, або бінарні, сполуки (оксиди, сульфіди, галогеніди, нітриди, карбіди, гідриди) та багатоелементні сполуки; кисневмісні, азотовмісні і т.п.

За хімічними властивостями неорганічні сполуки поділяються на чотири основні класи: оксиди, кислоти, основи, солі.

Оксиди

Оксидами називають складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких кисень(Cr 2 O 3 K 2 O, CO 2 і т. д.). Кисень в оксидах завжди двовалентний і має ступінь окиснення, що дорівнює -2.

За хімічними властивостями оксиди поділяються на солеутворюючі та несолеутворюючі(байдужі: CO, NO, N 2 O). Солеутворюючі оксиди поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основними називаються оксиди, що взаємодіють з кислотами або кислотними оксидами, з утворенням солей:

CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O,

MgO + CO2 = MgCO3.

Утворення основних оксидів притаманно металів з невисоким ступенем окислення (+1, +2).

Оксиди лужних (Li, Na, K, Rb, Cs) та лужноземельних металів (Ca, Sr, Ba, Ra) взаємодіють з водою, утворюючи основи. Наприклад:

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH,

CaO + H2O = Ca(OH)2.

Більшість основних оксидів із водою не взаємодіє. Підстави таких оксидів отримують непрямим шляхом:

a) CuO + 2HCl=CuCl 2 + H 2 O;

б) CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 +2KCl.

Кислотними називаються оксиди, що взаємодіють із основами або з основними оксидами з утворенням солей.Наприклад:

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O,

CaO + CO2 = CaCO3.

До кислотних оксидів відносяться оксиди типових неметалів-SO 2 , N 2 O 5 , SiO 2 , CO 2 та ін, а також оксиди металів з високим ступенем окиснення (+5, +6, +7, +8)-V 2 O 5, CrO 3, Mn 2 O 7 та ін.

Ряд кислотних оксидів (SO 3 , SO 2 , N 2 O 3 , N 2 O 5 , CO 2 та ін.) при взаємодії з водою утворюють кислоти:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO3.

Відповідні кислоти інших кислотних оксидів (SiO 2 , TeO 2 , TeO 3 , MoO 3 , WO 3 та ін) отримують непрямим шляхом. Наприклад:

а) SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O

б) Na 2 SiO 3 +2HCl= H 2 SiO 3 + 2NaCl

Один із способів отримання кислотних оксидів – відібрання води від відповідних кислот. Тому кислотні оксиди іноді називають ангідридами кислот.

Амфотерними називають оксиди, що утворюють солі при взаємодії, як із кислотами, і з основами, т. е. які мають двоїстими властивостями – властивостями основних і кислотних оксидів.Наприклад:

SnO + H 2 SO 4 = SnSO 4 + H 2 O,

SnO + 2KOH + H 2 O = K 2

ZnO+2KOH=K2ZnO2+H2O.

До амфотерних оксидів відносяться: ZnO, BeO, SnO, PbO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Sb 2 O 3 , MnO 2та ін.

Слід зазначити, що відповідно до зміни хімічної природи елементів у періодичній системі елементів (від металів до неметал) закономірно змінюються і хімічні властивості сполук, зокрема, кислотно-основна активність їх оксидів. Так, у разі вищих оксидів елементів 3 періоду в ряду: Na 2 O, MgO, Al 2 O 3 , SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - у міру зменшення ступеня полярності зв'язку Е-О(зменшується DЕО; зменшується негативний ефективний заряд атома кисню) послаблюються основні та наростають кислотні властивості оксидів: Na 2 O, MgO – основні оксиди; Al 2 O 3 – амфотерний; SiO 2 , P 2 O 5 , SO 3 , Cl 2 O 7 - кислотні оксиди (зліва направо кислотний характер оксидів посилюється).

Способи одержання оксидів:

1. Взаємодія простих речовин із киснем (окислення):

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 ,

S + O2 = SO2.

2. Горіння складних речовин:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O,

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 .

3. Термічне розкладання солей, основ, кислот:

CaCO 3 ® CaO + CO 2 ,

Cd(OH) 2 ® CdO + H 2 O,

H 2 SO 4 ® SO 3 + H 2 O.

Номенклатура оксидів.Назви оксидів будуються зі слова "оксид" та назви елемента в родовому відмінку, який з'єднаний з атомами кисню. Якщо елемент утворює кілька оксидів, то у дужках римськими цифрами вказується його ступінь окиснення (с.о.), у своїй знак с. о. не вказується. Наприклад, MnO 2 – оксид марганцю (IV), MnO – оксид марганцю (II). Якщо елемент утворює один оксид, його с. о. не наводиться: Na2O – оксид натрію.

Іноді в назвах оксидів зустрічаються приставки ді-, три-, тетра-і т.д. Вони позначають, що у молекулі цього оксиду однією атом елемента доводиться 2,3,4 тощо. атома кисню, наприклад, CO 2 – діоксид вуглецю тощо.

Гідроксиди

Серед багатоелементних сполук важливу групу складають гідроксиди – складні речовини, що містять гідроксогрупи OH.Деякі з них (основні гідроксиди) виявляють властивості основ - NaOH, Ba(OH) 2 тощо; інші (кислотні гідроксиди) виявляють властивості кислот - HNO 3, H 3 PO 4, та ін; існують і амфотерні гідроксиди, здатні залежно від умов виявляти як основні, так і кислотні властивості - Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 та ін.

Властивості та характер гідроксидів також залежить від заряду ядра центрального атома (умовне позначення Е) та його радіусу, тобто. від міцності та полярності зв'язків Е – О та О – Н.

Якщо енергія зв'язку E O - H<< E Э - О, то диссоциация гидроксида протекает по кислотному типу, т. е. разрушается связь О – Н.

ЕОН ¢ ЕО - + H +

Якщо E O-H >> E Е - O , то дисоціація гідроксиду протікає за основним типом, тобто руйнується зв'язок Е - O

ЕOH ¢ Е + + OH -

Якщо енергії зв'язків O – H та Е – Про близькі чи рівні, то дисоціація гідроксиду може протікати одночасно з обох напрямків. У цьому випадку йдеться про амфотерні гідроксиди:

Е n+ + nOH - ?

Відповідно до зміни хімічної природи елементів у періодичній системі елементів закономірно змінюється кислотно-основна активність їх гідроксидів: від основних гідроксидів через амфотерні до кислотних. Наприклад, для вищих гідроксидів елементів 3 періоди:

NaOH, Mg(OH) 2 – основи (зліва направо основні властивості слабшають);

Al(OH) 3 – амфотерний гідроксид;

H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , HСlO 4 – кислоти (зліва направо сила кислот збільшується).

Гідроксиди металів відносяться до основ. Чим яскравіше виражені металеві властивості елемента, тим більше виражені основні властивості відповідного гідроксиду металу у вищій с.о. Гідроксиди неметалів виявляють кислотні властивості. Чим яскравіше виражені неметалеві властивості елемента, тим сильніші кислотні властивості відповідного гідроксиду.

Кислоти

Кислоти – це речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням катіонів водню та аніонів кислотного залишку (з позицій теорії електролітичної дисоціації).

Кислоти класифікують за їх силою (за здатністю до електролітичної дисоціації – на сильні та слабкі), за основністю (за кількістю атомів водню в молекулі кислоти, здатних заміщуватися атомами металу з утворенням солі – на одноосновні, двоосновні, триосновні), за наявністю чи відсутністю кисню у складі кислоти (на кисневмісні та безкисневі). Наприклад, азотна кислота HNO 3 - сильна, одноосновна, кисневмісна кислота; сірководнева кислота H 2 S – слабка, двоосновна, безкиснева кислота.

Хімічні властивості кислот:

1. Взаємодія з основами з утворенням солі та води (реакція нейтралізації):

H 2 SO 4 + Cu(OH) 2 = CuSO 4 + 2H 2 O.

2. Взаємодія з основними та амфотерними оксидами з утворенням солей та води:

2HNO 3 + MgO = Mg(NO 3) 2 + H 2 O,

H2SO4+ZnO=ZnSO4+H2O.

3. Взаємодія із металами. Метали, що стоять у “Ряду напруг” до водню, витісняють водень із розчинів кислот (крім азотної та концентрованої сірчаної кислот); при цьому утворюється сіль:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .

Метали, що знаходяться в “Ряду напруг” після водню, водень із розчинів кислот не витісняють

Взаємодія металів з азотною та концентрованою сірчаною кислотами див. у розділі 11.

4. Деякі кислоти при нагріванні розкладаються:

H 2 SiO 3 H 2 O + SiO 2 .

5. Менш леткі кислоти витісняють летючі кислоти з їх солей:

H 2 SO 4 конц + NaCl тв = NaHSO 4 + HCl.

6. Більш сильні кислоти витісняють менш сильні кислоти із розчинів їх солей:

2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2

Номенклатура кислот.Назви безкисневих кислот складають, додаючи до кореня російської назви кислотоутворюючого елемента (або назви групи атомів, наприклад, CN – ціан, CNS – родан) суфікс - про-, закінчення водневаі слово "кислота". Наприклад, HCl – хлороводнева кислота, H 2 S – сірководнева кислота, HCN – ціановоднева кислота.

Назви кисневмісних кислот також утворюються від російської назви кислотоутворюючого елемента з додаванням відповідних суфіксів, закінчень та слова "кислота". При цьому назва кислоти, в якій елемент перебуває у вищому ступені окислення, закінчується на - наяабо - ова; наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, HClO 4 - хлорна кислота, H 3 AsO 4 - миш'якова кислота. Зі зниженням ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента закінчення змінюються в наступній послідовності: - овата(HClO 3 - хлорувата кислота), справжня(HClO 2 - хлориста кислота), - оватиста(HClO – хлорновата кислота). Якщо елемент утворює кислоти, перебуваючи лише у двох ступенях окиснення, то назва кислоти, що відповідає нижчому ступеню окиснення елемента, має закінчення справжня(HNO 3 – азотна кислота, HNO 2 – азотиста кислота).

У деяких випадках до однієї молекули оксиду може приєднатися різна кількість молекул води (тобто елемент в одній і тій же мірі окислення утворює кілька кислот, що містять один атом даного елемента). Тоді кислоту з великим вмістом води позначають приставкою орто- , а кислоту з меншим числом молекул води позначають приставкою мета- . Наприклад:

P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 – метафосфорна кислота;

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 – ортофосфорна кислота.

Основи

Підставами з позицій теорії електролітичної дисоціації є речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням гідроксид - іонів OH ‾ та іонів металів (виняток NH 4 OH).

Підстави класифікують за їх силою(за здатністю до електролітичної дисоціації – на сильні та слабкі), за кислотністю(за кількістю гідроксогруп у молекулі, здатних заміщатися на кислотні залишки – на однокислотні, двокислотні тощо). по розчинності(На розчинні основи – луги та нерозчинні). Наприклад: NaOH – сильна, однокислотна основа, розчинна (луг); Cu(OH) 2 – слабка, двокислотна, нерозчинна основа. До розчинних основ (лугів) відносяться гідроксиди лужних та лужноземельних металів. До сильних підстав відносяться всі луги.

Хімічні властивості основ:

1. Взаємодія із кислотами:

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

2. Взаємодія із кислотними оксидами:

3. Взаємодія з амфотерними оксидами:

2KOH + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + H 2 O 1,

2KOH + SnO + H 2 O = K 2 [Sn(OH) 4].

4. Взаємодія з амфотерними основами:

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 ZnO 2 +2H 2 O2,

2NaOH + Zn(OH) 2 = Na 2 [Zn(OH) 4] 3.

5. Термічне розкладання основ з утворенням оксидів та води:

Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O.

Гідроксиди лужних металів під час нагрівання не розпадаються.

6. Взаємодія з амфотерними металами (Zn, Al, Pb, Sn, Be):

Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Амфотерні гідроксиди. Амфотерні гідроксиди (гідрати амфотерних оксидів) здатні дисоціювати у водних розчинах як за типом кислот, так і за типом основ.Наприклад:

ZnO 2 2- + 2H + Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH .

Тому вони мають амфотерні властивості, тобто. можуть взаємодіяти як з кислотами, так і з основами:

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O,

Sn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Sn(OH) 4].

Номенклатура основ.Назви підстав будуються із слова “ гідроксид” та назви металу у родовому відмінку із зазначенням у дужках римськими цифрами його ступеня окиснення, якщо це величина змінна. Іноді гідроксид додають префікс з грецького чисельного, що вказує на число гідроксогруп у молекулі основи. Наприклад: KOH - гідроксид калію; Al(OH) 3 - гідроксид алюмінію (тригідроксід алюмінію); Cr(OH) 2 – гідроксид хрому (II) (дигідроксід хрому).

Солі

З погляду теорії електролітичної дисоціації солі - це речовини, що дисоціюють у розчинах або розплавах з утворенням позитивно заряджених іонів, відмінних від іонів водню, і негативно заряджених іонів, відмінних від гідроксид - іонів.

Солі розглядають зазвичай як продукти повного або часткового заміщення атомів водню в молекулі кислоти атомами металу або продукти повного або часткового заміщення гідроксогруп у молекулі основи кислотними залишками. При повному заміщенні виходять середні (або нормальні) солі, що дисоціюють у розчинах або розплавах з утворенням катіонів металів і аніонів кислотних залишків (виняток - солі амонію). При неповному заміщенні водню кислоти утворюються кислі солі, при неповному заміщенні гідроксогруп основи – основні солі. Дисоціація кислих та основних солей розглядається у розділі 8. Кислі солі можуть бути утворені тільки багатоосновними кислотами (H 2 SO 4 , H 2 SO 3 , H 2 S,H 3 PO 4 тощо), а основні солі – багатокислотними основами (Mg (OH) 2, Ca (OH) 2, Al (OH) 3 і т. д.).

Приклади утворення солей:

Ca(OH)2+H2SO4=CaSO4+2H2O,

CaSO 4 (сульфат кальцію) – нормальна (середня) сіль;

H 2 SO 4 + NaOH = NaHSO 4 + H 2 O,

NaHSO 4 (гідросульфат натрію) – кисла сіль, отримана внаслідок нестачі взятої основи;

Cu(OH) 2 + HCl = CuOHCl + H 2 O,

CuOHCl (хлорид гідроксомеді (II)) – основна сіль, отримана внаслідок нестачі взятої кислоти.

Хімічні властивості солей:

I. Солі вступають у реакції іонного обміну, якщо при цьому утворюється осад, слабкий електроліт або виділяється газ:

з лугами реагують солі, катіонів металів яких відповідають нерозчинні основи:

CuSO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓;

з кислотами взаємодіють солі:

а) катіони яких утворюють з аніоном нової кислоти нерозчинну сіль:

BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2HCl;

б) аніони якої відповідають нестійкій вугільній або будь-якій летючій кислоті (в останньому випадку реакція проводиться між твердою сіллю та концентрованою кислотою):

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

NaCl тв + H 2 SO 4конц = NaHSO 4 + HCl;

в) аніони якої відповідають малорозчинній кислоті:

Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl;

г) аніони якої відповідають слабкій кислоті:

2CH 3 COONa + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2CH 3 COOH;

cолі взаємодіють між собою, якщо одна з нових солей, що утворюються, нерозчинна або розкладається (повністю гідролізується) з виділенням газу або осаду:

AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl↓,

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2 .

ІІ. Солі можуть вступати у взаємодію з металами, якщо метал, якому відповідає катіон солі, знаходиться в “Рядку напруг” правіше реагуючого вільного металу (більше активний металвитісняє менш активний метал із розчину його солі):

Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu.

ІІІ. Деякі солі розкладаються при нагріванні:

CaCO3 = CaO+CO2.

IV. Деякі солі здатні реагувати з водою та утворювати кристалогідрати:

CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 ٭ 5H 2 O ΔH<0

білого кольору синьо-блакитного кольору

Виділення теплоти та зміна кольору – ознаки хімічних реакцій.

V. Солі піддаються гідролізу. Докладно цей процес буде описано у розділі 8.10.

VI. Хімічні властивості кислих та основних солей відрізняються від властивостей середніх солей тим, що кислі солі вступають також у всі реакції, характерні для кислот, а основні солі вступають у всі реакції, характерні для основ. Наприклад:

NaHSO 4 + NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O,

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O.

Одержання солей:

1. Взаємодія основного оксиду із кислотою:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

2. Взаємодія металу із сіллю іншого металу:

Mg+ZnCl2=MgCl2+Zn.

3. Взаємодія металу із кислотою:

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2 .

4. Взаємодія основи з кислотним оксидом:

Ca(OH) 2 + CO2 = CaCO3+H2O.

5. Взаємодія основи із кислотою:

Fe(OH) 3 + 3HCl= FeCl 3 + 3H 2 O.

6. Взаємодія солі з основою:

FeCl 2 + 2KOH = Fe(OH) 2 + 2KCl.

7. Взаємодія двох солей:

Ba(NO 3) 2 + K 2 SO 4 = BaSO 4 + 2KNO 3 .

8. Взаємодія металу з неметалом:

9. Взаємодія кислоти із сіллю:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .

10. Взаємодія кислотного та основного оксидів:

CaO + CO2 = CaCO3.

Номенклатура солей.Згідно з міжнародними номенклатурними правилами, назви середніх солей утворюються з назви кислотного залишку в називному відмінку та назви металу в родовому відмінку із зазначенням у дужках римськими цифрами його ступеня окислення (якщо це величина змінна).Назва кислотного залишку складається з кореня латинського найменування кислотоутворюючого елемента, що відповідає закінчення і в деяких випадках приставки.

Кислотні залишки безкисневих кислот отримують закінчення ід. Наприклад: SnS – сульфід олова (II), Na 2 Se – селенід натрію. Закінчення назв кислотних залишків кисневмісних кислот залежить від ступеня окислення кислотообразующего елемента. Для вищого його ступеня окислення (“-на” або “-ова” кислота) застосовується закінчення -ат. Наприклад, солі азотної кислоти HNO 3 називаються нітратами, сірчаної кислоти H 2 SO 4 - сульфатами, хромової кислоти H 2 CrO 4 - хроматами. Для нижчого ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента (“...іста кислота”) застосовується закінчення іт.Так, солі азотистої кислоти HNO 2 називаються нітритами, сірчистої кислоти H 2 SO 3 – сульфітами. Якщо існує кислота з ще більш низьким ступенем окиснення кислотоутворюючого елемента (“-оватиста кислота”), її аніон отримує приставку гіпо-та закінчення - іт. Наприклад, солі хлорнуватистої кислоти HClО називають гіпохлоритами.

Солі деяких кислот відповідно до традиції, що історично склалася, зберегли назви, що відрізняються від систематичних. Так, солі марганцової кислоти HMnO 4 називають перманганатами, хлорної кислоти HClO 4 – перхлоратами, йодної кислоти HIO 4 – періодатами. Солі марганцовистої кислоти H 2 MnO 4 , хлорнуватою HClO 3 і йоднуватою HIO 3 кислот називають відповідно манганатами, хлоратами та йодатами.

Назви кислих та основних солей утворюються за тими ж загальними правилами, що й назви середніх солей. При цьому назву аніону кислої солі забезпечують приставкою гідро-,що вказує на наявність незаміщених атомів водню; кількість незаміщених атомів водню вказують грецькими числівниками. Наприклад, Na 2 HPO 4 – гідроортофосфат натрію, NaH 2 PO 4 – дигідроортофосфат натрію.

Аналогічно катіон основної солі отримує приставку гідроксо-що вказує на наявність незаміщених гідроксогруп. Число гідроксильних груп вказують грецьким чисельним. Наприклад, Cr(OH) 2 NO 3 – нітрат дигідроксохрому (III).

Назви найважливіших кислот та їх кислотних залишків наведено в табл. 4.1.

Таблиця 4.1

Назви та формули кислот та їх кислотних залишків

Продовження табл. 4.1