Tytuły
	Metaaluminium	Metaglinian
	Metaarszenik	Metaarsenian
	Ortoarsen	Ortoarsenat
	Metaarszenik	Metaarsenit
	Ortoarsen	Ortoarsenit
	Metaborn	Metaborat
	Ortoboryczny	Ortoborat
	Poczwórny	Tetraboran
	Bromowodór
	bromowany	Podbromit
	Bromonowy
	Mrówka
	Ocet
	Cyjanowodór
	Węgiel	Węglan
	Szczaw
	Chlorek wodoru
	Podchlorany	Podchloryn
	Chlorek
	Chlorawy
		Nadchloran
	Metachromowy	Metachromit
	Chrom
	Dwuchromowany	Dwuchromian
	Jodowodór
	Jod	Niedoczynność tarczycy
	Jod
		Okresat
	Mangan	Nadmanganian
	Mangan	Manganat
	Molibden	Molibdenian
	Azydek wodoru (wodór azotawy)
	Azotowy
	Metafosforowy	Metafosforan
	Ortofosforowy	Ortofosforan
	Difosforowy (pirofosforowy)	Difosforan (pirofosforan)
	Fosfor
	Fosfor	Podfosforyn
	Siarkowodór
	Wodór rodanowy
	Siarkawy
	Tiosiarka	Tiosiarczan
	Dwusiarka (pirosiarka)	Disiarczan (pirosiarczan)
	Peroksodusiarka (nadsiarka)	Nadtlenodisiarczan (nadsiarczan)
	Selenowodór
	Selenistaja
	Selen
	Krzem
	Wanad
	Wolfram	wolframian

Sole – substancje, które można uznać za produkt zastąpienia atomów wodoru w kwasie atomami metalu lub grupą atomów. Istnieje 5 rodzajów soli:średni (normalny), kwaśny, zasadowy, podwójny, złożony, różniący się charakterem jonów powstających podczas dysocjacji.

1. Sole średnie są produktami całkowitego zastąpienia atomów wodoru w cząsteczce kwasy. Skład soli: kation – jon metalu, anion – jon reszty kwasowej Na 2 CO 3 – węglan sodu

Na 3 PO 4 - fosforan sodu

Na 3PO 4 = 3Na + + PO 4 3-

kation, anion

2. Kwaśne sole – produkty niepełnego zastąpienia atomów wodoru w cząsteczce kwasu. Anion zawiera atomy wodoru.

NaH 2 PO 4 = Na + + H 2 PO 4 -

Anion kationowy diwodorofosforanu

Sole kwaśne wytwarzają kwasy wielozasadowe tylko wtedy, gdy ilość pobranej zasady jest niewystarczająca.

H2SO4 +NaOH=NaHSO4 +H2O

wodorosiarczan

Dodając nadmiar zasady, kwaśną sól można przekształcić w medium

NaHSO4 +NaOH=Na2SO4 +H2O

3.Sole zasadowe – produkty niepełnego zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadzie resztą kwasową. Kation zawiera grupę hydroksylową.

CuOHCl=CuOH + +Cl -

anion kationowy wodorochlorku

Sole zasadowe mogą tworzyć się wyłącznie z zasadami polikwasowymi

(zasady zawierające kilka grup hydroksylowych), gdy wchodzą w interakcję z kwasami.

Cu(OH)2 +HCl=CuOHCl+H2O

Sól zasadową można przekształcić w sól średnią, traktując ją kwasem:

CuOHCl+HCl=CuCl2+H2O

4.Sole podwójne – zawierają kationy kilku metali i aniony jednego kwasu

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

siarczan glinowo-potasowy

Charakterystyczne właściwości Wszystkie rodzaje soli są brane pod uwagę: reakcje wymiany z kwasami, zasadami i między sobą.

Do nadawania nazw solom używaj nomenklatury rosyjskiej i międzynarodowej.

Rosyjska nazwa soli składa się z nazwy kwasu i nazwy metalu: CaCO 3 - węglan wapnia.

W przypadku soli kwaśnych wprowadza się „kwaśny” dodatek: Ca(HCO 3) 2 - kwaśny węglan wapnia. Aby wymienić główne sole, dodaj „zasadowe”: (СuOH) 2 SO 4 – zasadowy siarczan miedzi.

Najbardziej rozpowszechniona jest nomenklatura międzynarodowa. Nazwa soli według tej nomenklatury składa się z nazwy anionu i nazwy kationu: KNO 3 – azotan potasu. Jeżeli metal ma inną wartościowość w związku, wówczas jest to wskazane w nawiasach: FeSO 4 - siarczan żelaza (III).

W przypadku soli kwasów zawierających tlen do nazwy dodaje się przyrostek „at”, jeżeli pierwiastek kwasotwórczy ma wyższą wartościowość: KNO 3 – azotan potasu; przyrostek „to”, jeśli pierwiastek kwasotwórczy ma niższą wartościowość: KNO 2 - azotyn potasu. W przypadkach, gdy pierwiastek kwasotwórczy tworzy kwasy o więcej niż dwóch stanach wartościowości, zawsze stosuje się przyrostek „at”. Ponadto, jeśli wykazuje wyższą wartościowość, dodawany jest przedrostek „per”. Np.: KClO 4 – nadchloran potasu. Jeśli pierwiastek kwasotwórczy tworzy niższą wartościowość, stosuje się przyrostek „it” z dodatkiem przedrostka „hypo”. Np.: KClO – podchloryn potasu. Dla soli utworzonych przez kwasy zawierające różną ilość wody dodaje się przedrostki „meta” i „orto”. Na przykład: NaPO 3 - metafosforan sodu (sól kwasu metafosforowego), Na 3 PO 4 - ortofosforan sodu (sól kwasu ortofosforowego). Do nazwy soli kwasowej wprowadza się przedrostek „hydro”. Przykładowo: Na 2HPO 4 – wodorofosforan sodu (jeśli anion ma jeden atom wodoru) i przedrostek „hydro” z cyfrą grecką (jeśli jest więcej niż jeden atom wodoru) – NaH 2 PO 4 – diwodorofosforan sodu. Do nazw głównych soli wprowadza się przedrostek „hydroxo”. Np.: FeOHCl – hydroksychlorek żelaza (I).

5. Sole złożone – związki tworzące jony zespolone (kompleksy naładowane) po dysocjacji. Pisząc jony złożone, zwyczajowo umieszcza się je w nawiasach kwadratowych. Na przykład:

Ag(NH 3) 2  Cl = Ag(NH 3) 2  + + Cl -

K 2 PtCl 6  = 2K + + PtCl 6  2-

Według idei zaproponowanych przez A. Wernera, w złożonym powiązaniu istnieją sfery wewnętrzna i zewnętrzna. Na przykład w rozważanych związkach złożonych kula wewnętrzna składa się z jonów złożonych Ag(NH 3) 2  + i PtCl 6  2-, a kula zewnętrzna to odpowiednio Cl - i K +. Centralny atom lub jon sfery wewnętrznej nazywany jest czynnikiem kompleksującym. W proponowanych związkach są to Ag +1 i Pt +4. Cząsteczki lub jony o przeciwnych znakach skoordynowane wokół czynnika kompleksującego są ligandami. W rozważanych związkach są to 2NH 3 0 i 6Cl -. Liczba ligandów jonu kompleksowego określa jego liczbę koordynacyjną. W proponowanych związkach jest on równy odpowiednio 2 i 6.

Kompleksy wyróżniają się znakiem ładunku elektrycznego

1.Kationowy (koordynacja wokół jonu dodatniego cząsteczek neutralnych):

Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6  Cl 3 -1

2.Anionowy (koordynacja wokół środka kompleksującego na dodatnim stopniu utlenienia i liganda na ujemnym stopniu utlenienia):

K 2 +1 Bądź +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6 

3. Kompleksy neutralne – związki złożone bez sfery zewnętrznejPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 -  0. W przeciwieństwie do związków z kompleksami anionowymi i kationowymi, kompleksy obojętne nie są elektrolitami.

Dysocjacja związków złożonych na sferę wewnętrzną i zewnętrzną podstawowy . Zachodzi prawie całkowicie jak mocne elektrolity.

Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4  +2 + 2Cl ─

K 3 Fe(CN) 6  → 3 K + +Fe(CN) 6  3 ─

Jon złożony (kompleks naładowany) w złożonym związku tworzy wewnętrzną kulę koordynacyjną, pozostałe jony tworzą zewnętrzną kulę.

W złożonym związku K 3 jon kompleksowy 3-, składający się ze środka kompleksującego - jonu Fe 3+ i ligandów - jonów CN ─, stanowi wewnętrzną sferę związku, a jony K + tworzą sferę zewnętrzną.

Ligandy znajdujące się w wewnętrznej sferze kompleksu są znacznie mocniej wiązane przez czynnik kompleksujący, a ich eliminacja podczas dysocjacji następuje jedynie w niewielkim stopniu. Nazywa się odwracalną dysocjacją wewnętrznej sfery związku złożonego wtórny .

Fe(CN) 6  3 ─ Fe 3+ + 6CN ─

Wtórna dysocjacja kompleksu zachodzi w zależności od rodzaju słabych elektrolitów. Suma algebraiczna ładunków cząstek powstałych podczas dysocjacji jonu zespolonego jest równa ładunkowi kompleksu.

Nazwy związków złożonych, a także nazwy zwykłych substancji powstają z rosyjskich nazw kationów i łacińskich nazw anionów; tak jak w przypadku zwykłych substancji, w związkach złożonych pierwszy nazywa się anionem. Jeśli anion jest złożony, jego nazwa powstaje z nazwy ligandów z końcówką „o” (Cl - - chloro, OH - - hydroksy itp.) i łacińskiej nazwy czynnika kompleksującego z przyrostkiem „at” ; liczba ligandów jest jak zwykle oznaczona odpowiednią cyfrą. Jeżeli czynnikiem kompleksującym jest pierwiastek mogący wykazywać zmienny stopień utlenienia, wartość liczbową stopnia utlenienia, podobnie jak w nazwach zwykłych związków, podaje się w nawiasie cyfrą rzymską

Przykład: Nazwy związków złożonych ze złożonym anionem.

K 3 – heksacyjanożelazian (III) potasu

Złożone kationy w zdecydowanej większości przypadków zawierają jako ligandy obojętne cząsteczki wody H2O, zwane „aqua”, lub amoniak NH3, zwany „aminą”. W pierwszym przypadku złożone kationy nazywane są kompleksami wodnymi, w drugim - amoniakiem. Nazwa kationu złożonego składa się z nazwy ligandów ze wskazaniem ich liczby oraz rosyjskiej nazwy czynnika kompleksującego z podaniem, w razie potrzeby, wartości jego stopnia utlenienia.

Przykład: Nazwy związków złożonych ze złożonym kationem.

Cl 2 – chlorek tetraaminy cynku

Kompleksy, pomimo swojej stabilności, mogą ulec zniszczeniu w reakcjach, w których ligandy łączą się w jeszcze trwalsze, słabo dysocjujące związki.

Przykład: Zniszczenie kompleksu hydroksylowego przez kwas w wyniku utworzenia słabo dysocjujących cząsteczek H2O.

K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.

Nazwa związku złożonego zaczynają od wskazania składu sfery wewnętrznej, następnie podają nazwę atomu centralnego i jego stopień utlenienia.

W sferze wewnętrznej najpierw nazywa się aniony, dodając końcówkę „o” do nazwy łacińskiej.

F -1 – fluoro Cl - - chloroCN - - cyjanoSO 2 -2 – sulfito

OH - - hydroksyNO 2 - - nitryto itp.

Następnie neutralne ligandy nazywane są:

NH 3 – ammin H 2 O – woda

Liczbę ligandów oznaczono cyframi greckimi:

I – mono (zwykle nie jest wskazane), 2 – di, 3 – trzy, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa. Następnie przechodzimy do nazwy centralatomu (czynnika kompleksującego). Pod uwagę brane są:

Jeżeli czynnik kompleksujący jest częścią kationu, wówczas stosuje się rosyjską nazwę pierwiastka, a stopień jego utlenienia podaje się w nawiasach cyframi rzymskimi;

Jeśli czynnik kompleksujący jest częścią anionu, wówczas stosuje się łacińską nazwę pierwiastka, przed nim podaje się jego stopień utlenienia, a na końcu dodaje się końcówkę „at”.

Po oznaczeniu sfery wewnętrznej wskazuje się kationy lub aniony znajdujące się w sferze zewnętrznej.

Formułując nazwę związku złożonego, należy pamiętać, że ligandy wchodzące w jego skład mogą być mieszane: cząsteczki obojętne elektrycznie i jony naładowane; lub naładowane jony różnych typów.

Ag +1 NH 3  2 Cl– chlorek diaminosrebra (I)

K 3 Fe +3 CN 6 - heksacyjano(III)żelazian potasu

NH 4  2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – platynian dihydroksotetrachloro(IV)amonowy

Pt +2 NH 3  2 Cl 2 -1  o - dichlorek diaminy-platyna x)

X) w kompleksach obojętnych nazwę czynnika kompleksującego podaje się w mianowniku

Są to substancje, które w roztworach dysocjują, tworząc jony wodorowe.

Kwasy klasyfikuje się według ich mocy, zasadowości oraz obecności lub braku tlenu w kwasie.

SiłąKwasy dzielą się na mocne i słabe. Najważniejszymi mocnymi kwasami są azot HNO 3, siarkowy H2SO4 i chlorowodorowy HCl.

Według obecności tlenu rozróżnia kwasy zawierające tlen ( HNO3, H3PO4 itp.) i kwasy beztlenowe ( HCl, H2S, HCN itp.).

Przez zasadowość, tj. W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, które można zastąpić atomami metalu, tworząc sól, kwasy dzielą się na jednozasadowe (na przykład HNO 3, HCl), dwuzasadowy (H 2 S, H 2 SO 4), trójzasadowy (H 3 PO 4) itp.

Nazwy kwasów beztlenowych pochodzą od nazwy niemetalu z dodatkiem końcówki -wodór: HCl - kwas chlorowodorowy, H2S e - kwas hydroselenowy, HCN - kwas cyjanowodorowy.

Nazwy kwasów zawierających tlen powstają również z rosyjskiej nazwy odpowiedniego pierwiastka z dodatkiem słowa „kwas”. W tym przypadku nazwa kwasu, w którym pierwiastek jest na najwyższym stopniu utlenienia, kończy się na „naya” lub „ova”, np. H2SO4 - Kwas Siarkowy, HClO4 - kwas nadchlorowy, H3AsO4 - kwas arsenowy. Wraz ze spadkiem stopnia utlenienia pierwiastka kwasotwórczego końcówki zmieniają się w następującej kolejności: „jajowate” ( HClO3 - kwas nadchlorowy), „stały” ( HClO2 - kwas chlorawy), „jajowaty” ( H O kl - kwas podchlorawy). Jeśli pierwiastek tworzy kwasy będąc tylko na dwóch stopniach utlenienia, wówczas nazwa kwasu odpowiadająca najniższemu stopniowi utlenienia pierwiastka otrzymuje końcówkę „iste” ( HNO3 - Kwas azotowy, HNO2 - kwas azotowy).

Tabela - Najważniejsze kwasy i ich sole

Kwas		Nazwy odpowiednich soli normalnych
Nazwa	Formuła
Azot	HNO3	Azotany
Azotowy	HNO2	Azotyny
Borowy (ortoboryczny)	H3BO3	Borany (ortoborany)
Bromowodorowy		Bromki
Jodowodorek		Jodki
Krzem	H2SiO3	Krzemiany
Mangan	HMnO4	Nadmanganiany
Metafosforowy	HPO 3	Metafosforany
Arsen	H3AsO4	Arsenaty
Arsen	H3AsO3	Arsenity
Ortofosforowy	H3PO4	Ortofosforany (fosforany)
Difosforowy (pirofosforowy)	H4P2O7	Difosforany (pirofosforany)
Dichrom	H2Cr2O7	Dichromaty
Siarkowy	H2SO4	Siarczany
Siarkawy	H2SO3	Siarczyny
Węgiel	H2CO3	Węglany
Fosfor	H3PO3	Fosforyny
Fluorowodny (fluorowy)		Fluorki
Solny (sól)		Chlorki
Chlor	HClO4	Nadchlorany
Chlorawy	HClO3	Chlorany
Podchlorany	HClO	Podchloryny
Chrom	H2CrO4	Chromiany
Cyjanowodór (cyjankowy)		Cyjanek

Otrzymywanie kwasów

1. Kwasy beztlenowe można otrzymać przez bezpośrednie połączenie niemetali z wodorem:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H 2 + S H 2 S.

2. Kwasy zawierające tlen można często otrzymać przez bezpośrednie połączenie tlenków kwasowych z wodą:

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

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3.

3. Zarówno kwasy beztlenowe, jak i zawierające tlen można otrzymać w wyniku reakcji wymiany pomiędzy solami i innymi kwasami:

BaBr2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. W niektórych przypadkach reakcje redoks można wykorzystać do wytworzenia kwasów:

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

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Właściwości chemiczne kwasów

1. Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami (a także z tlenkami zasadowymi i amfoterycznymi) tworząc sole, na przykład:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O,

2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,

2HCl + ZnO = ZnCl2 + H2O.

2. Zdolność do oddziaływania z niektórymi metalami w szeregach napięć aż do wodoru, z wydzielaniem wodoru:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. W przypadku soli, jeśli tworzy się słabo rozpuszczalna sól lub substancja lotna:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H 2O.

Należy pamiętać, że kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, a łatwość dysocjacji na każdym etapie maleje, dlatego w przypadku kwasów wielozasadowych zamiast soli średnich często tworzą się sole kwasowe (w przypadku nadmiaru reagującego kwasu):

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O.

4. Szczególnym przypadkiem oddziaływania kwas-zasada jest reakcja kwasów ze wskaźnikami, prowadząca do zmiany koloru, co od dawna wykorzystuje się do jakościowego wykrywania kwasów w roztworach. Tak więc lakmus zmienia kolor w kwaśnym środowisku na czerwony.

5. Po podgrzaniu kwasy zawierające tlen rozkładają się na tlenek i wodę (najlepiej w obecności środka usuwającego wodę P2O5):

H2SO4 = H2O + SO3,

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodina

Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków

Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo schemat klasyfikacji przedstawiony powyżej.

Jak widzimy, przede wszystkim dzielimy wszystkie substancje nieorganiczne prosty I złożony:

Proste substancje Są to substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład prostymi substancjami są wodór H2, tlen O2, żelazo Fe, węgiel C itp.

Wśród substancji prostych są metale, niemetale I Gazy szlachetne:

Metale utworzone przez pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.

Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne z grupy VIIIA.

Niemetale tworzą odpowiednio pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup bocznych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:

Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastków chemicznych, z których atomy są utworzone. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest powszechne. Alotropia to zjawisko polegające na tym, że jeden pierwiastek chemiczny może utworzyć kilka prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków molekularnych o wzorach O 2 i O 3. Pierwsza substancja nazywana jest zwykle tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, z którego atomów się składa, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolną jej modyfikację alotropową, na przykład diament, grafit lub fulereny. Prostą substancję fosfor można rozumieć jako jej modyfikacje alotropowe, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.

Substancje złożone

Substancje złożone to substancje utworzone przez atomy dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych.

Na przykład substancjami złożonymi są amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.

Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:

Tlenki - substancje złożone utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.

Ogólny wzór tlenków można zapisać jako Ex x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.

Nazewnictwo tlenków

Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:

Na przykład:

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO – tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)

Często można znaleźć informację, że w nawiasach podana jest wartościowość pierwiastka, lecz tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.

Jeśli pierwiastek chemiczny ma w związkach pojedynczy dodatni stopień utlenienia, wówczas stopień utlenienia nie jest wskazany. Na przykład:

Na 2 O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO - tlenek cynku.

Klasyfikacja tlenków

Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzieli się odpowiednio na tworzące sól I nie tworzący soli.

Istnieje kilka tlenków nietworzących soli; wszystkie powstają z niemetali na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy pamiętać o liście tlenków nie tworzących soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Z kolei tlenki tworzące sól dzielą się na podstawowy, kwaśny I amfoteryczny.

Zasadowe tlenki Są to tlenki, które reagując z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do tlenków zasadowych zalicza się tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.

Tlenki kwasowe to tlenki, które reagując z zasadami (lub tlenkami zasadowymi) tworzą sole. Tlenkami kwasowymi są prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem nietworzących soli CO, NO, N 2 O, SiO, a także wszystkich tlenków metali na wysokim stopniu utlenienia (+5, +6 i +7).

Tlenki amfoteryczne nazywane są tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc w wyniku tych reakcji sole. Tlenki takie mają charakter dualny kwasowo-zasadowy, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4, a także jako wyjątki tlenki BeO, ZnO, SnO i PbO.

Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sól. Na przykład chrom tworzy zasadowy tlenek CrO, tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i tlenek kwasowy CrO 3.

Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.

Fusy

Fusy - związki o wzorze Me(OH)x, gdzie X najczęściej równa 1 lub 2.

Klasyfikacja zasad

Zasady klasyfikuje się według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.

Zasady z jedną grupą hydroksylową, tj. nazywa się typ MeOH zasady monokwasowe, z dwiema grupami hydroksylowymi, tj. wpisz odpowiednio Me(OH) 2, dwukwas itp.

Zasady dzielimy również na rozpuszczalne (alkaliczne) i nierozpuszczalne.

Do alkaliów zalicza się wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych, a także wodorotlenek talu TlOH.

Nazewnictwo zasad

Nazwa fundacji opiera się na następującej zasadzie:

Na przykład:

Fe(OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),

Cu(OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).

W przypadkach, gdy metal w substancjach złożonych ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazanie. Na przykład:

NaOH – wodorotlenek sodu,

Ca(OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.

Kwasy

Kwasy - substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A to reszta kwasowa.

Na przykład kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itp.

Klasyfikacja kwasów

Ze względu na liczbę atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:

- O kwasy zasadowe: HF, HCl, HBr, HI, HNO3;

- D kwasy zasadowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;

- T kwasy rehozasadowe: H3PO4, H3BO3.

Należy zaznaczyć, że w przypadku kwasów organicznych liczba atomów wodoru najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład kwas octowy o wzorze CH 3 COOH, pomimo obecności 4 atomów wodoru w cząsteczce, nie jest kwasem cztero-, ale jednozasadowym. Zasadowość kwasów organicznych zależy od liczby grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.

Ponadto, w oparciu o obecność tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) i zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.) . Nazywane są również kwasami zawierającymi tlen oksokwasy.

Możesz przeczytać więcej na temat klasyfikacji kwasów.

Nazewnictwo kwasów i reszt kwasów

Koniecznie zapoznaj się z poniższą listą nazw i wzorów kwasów i reszt kwasów.

W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.

Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja nazw systematycznych kwasów beztlenowych jest następująca:

Na przykład:

HF – kwas fluorowodorowy;

HCl – kwas solny;

H2S oznacza kwas wodorosiarczkowy.

Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych opierają się na zasadzie:

Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.

Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się poprzez dodanie różnych przyrostków i końcówek do nazwy pierwiastka kwasotwórczego. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, wówczas nazwa takiego kwasu jest skonstruowana w następujący sposób:

Na przykład kwas siarkowy H2S +6O4, kwas chromowy H2Cr +6O4.

Wszystkie kwasy zawierające tlen można również zaliczyć do wodorotlenków kwasowych, ponieważ zawierają grupy hydroksylowe (OH). Można to zobaczyć na przykład na podstawie następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:

Zatem kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwasem azotowym - wodorotlenkiem azotu (V), kwasem fosforowym - wodorotlenkiem fosforu (V) itp. W tym przypadku liczba w nawiasach charakteryzuje stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Ta wersja nazw kwasów zawierających tlen może wydawać się dla wielu niezwykle nietypowa, ale czasami takie nazwy można znaleźć w prawdziwych KIMach Jednolitego Państwowego Egzaminu z Chemii w zadaniach dotyczących klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące dwojaką naturę, tj. zdolne do wykazywania zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.

Wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 są amfoteryczne (podobnie jak tlenki).

Ponadto, w drodze wyjątku, wodorotlenki amfoteryczne obejmują związki Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, pomimo stopnia utlenienia zawartego w nich metalu +2.

Dla amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie form orto i meta, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu(III) może występować w formie orto Al(OH)3 lub postaci meta AlO(OH) (metawodorotlenek).

Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasada, albo jako kwas. Na przykład:

Sole

Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.

Definicja przedstawiona powyżej opisuje skład większości soli, jednakże istnieją sole, które do niej nie wchodzą. Na przykład zamiast kationów metali sól może zawierać kationy amonowe lub ich pochodne organiczne. Te. sole obejmują związki takie jak na przykład (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamonu) itp.

Klasyfikacja soli

Z drugiej strony sole można uznać za produkty zastąpienia kationów wodorowych H + w kwasie innymi kationami lub za produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach (lub wodorotlenkach amfoterycznych) innymi anionami.

Przy całkowitej wymianie tzw przeciętny Lub normalna sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na2SO4 i przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH)2 kwasowymi pozostałościami jonów azotanowych powstaje średnia (normalna) sól Ca(NO3)2.

Sole powstałe w wyniku niepełnego zastąpienia kationów wodoru w kwasie dwuzasadowym (lub większej liczbie) kationami metali nazywane są kwasowymi. Zatem, gdy kationy wodoru w kwasie siarkowym nie zostaną całkowicie zastąpione kationami sodu, powstaje kwaśna sól NaHSO4.

Sole powstałe w wyniku niecałkowitego zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach dwukwasowych (lub większej liczbie) nazywane są zasadami. O mocne sole. Na przykład, gdy jony wodorotlenkowe w zasadzie Ca(OH) 2 zostaną niecałkowicie zastąpione jonami azotanowymi, powstaje zasada O sól klarowna Ca(OH)NO3.

Nazywa się sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu sole podwójne. Na przykład solami podwójnymi są KNaCO 3, KMgCl 3 itp.

Jeśli sól składa się z jednego rodzaju kationów i dwóch rodzajów reszt kwasowych, takie sole nazywa się mieszanymi. Na przykład sole mieszane to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl itp.

Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty zastąpienia kationów wodorowych w kwasach kationami metali lub produkty zastąpienia jonów wodorotlenkowych w zasadach anionami reszt kwasowych. Są to sole złożone. Na przykład solami złożonymi są tetrahydroksozinian i tetrahydroksoglinian sodu o wzorach odpowiednio Na2 i Na. Sole złożone można najczęściej rozpoznać m.in. po obecności we wzorze nawiasów kwadratowych. Trzeba jednak zrozumieć, że aby substancja została zaklasyfikowana jako sól, musi zawierać pewne kationy inne niż (lub zamiast) H +, a aniony muszą zawierać pewne aniony inne niż (lub zamiast) OH - . Na przykład związek H2 nie należy do klasy soli złożonych, ponieważ gdy oddzieli się od kationów, w roztworze obecne są tylko kationy wodoru H+. Ze względu na rodzaj dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowego kwasu złożonego. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenkowych OH -, tj. należy go traktować jako kompleksową podstawę.

Nazewnictwo soli

Nazewnictwo soli średnich i kwaśnych

Nazwa soli średnich i kwaśnych opiera się na zasadzie:

Jeśli stopień utlenienia metalu w substancjach złożonych jest stały, nie jest to wskazane.

Nazwy reszt kwasowych podano powyżej, rozważając nomenklaturę kwasów.

Na przykład,

Na2SO4 - siarczan sodu;

NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;

CaCO 3 - węglan wapnia;

Ca(HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.

Nazewnictwo soli zasadowych

Nazwy głównych soli opierają się na zasadzie:

Na przykład:

(CuOH) 2 CO 3 - hydroksywęglan miedzi (II);

Fe(OH) 2 NO 3 - dihydroksonitan żelaza (III).

Nazewnictwo soli złożonych

Nazewnictwo związków złożonych jest znacznie bardziej skomplikowane i aby zdać Unified State Exam nie trzeba wiele wiedzieć o nazewnictwie soli złożonych.

Powinieneś umieć nazwać sole złożone otrzymane w wyniku reakcji roztworów alkalicznych z wodorotlenkami amfoterycznymi. Na przykład:

*Te same kolory we wzorze i nazwie oznaczają odpowiadające sobie elementy receptury i nazwy.

Trywialne nazwy substancji nieorganicznych

Przez nazwy trywialne rozumiemy nazwy substancji niezwiązane lub słabo powiązane z ich składem i strukturą. Nazwy trywialne są z reguły ustalane albo ze względów historycznych, albo z właściwości fizycznych lub chemicznych tych związków.

Lista trywialnych nazw substancji nieorganicznych, które musisz znać:

Na 3	kriolit
SiO2	kwarc, krzemionka
FeS 2	piryt, piryt żelazny
CaSO4 ∙2H 2O	gips
CaC2	węglik wapnia
Al4C3	węglik aluminium
KO	żrący potas
NaOH	soda kaustyczna, soda kaustyczna
H2O2	nadtlenek wodoru
CuSO4 ∙5H 2O	siarczan miedzi
NH4Cl	amoniak
CaCO3	kreda, marmur, wapień
N2O	gaz rozweselający
NIE 2	brązowy gaz
NaHCO3	soda oczyszczona (pitna).
Fe3O4	żelazna skala
NH3 ∙H2O (NH4OH)	amoniak
WSPÓŁ	tlenek węgla
CO2	dwutlenek węgla
SiC	karborund (węglik krzemu)
PH 3	fosfina
NH 3	amoniak
KClO3	Sól Bertholeta (chloran potasu)
(CuOH)2CO3	malachit
CaO	wapno palone
Ca(OH)2	wapno gaszone
przezroczysty wodny roztwór Ca(OH) 2	woda limonkowa
zawiesina stałego Ca(OH)2 w jego roztworze wodnym	mleko wapienne
K2CO3	potaż
Na2CO3	soda kalcynowana
Na 2 CO 3 ∙ 10H 2 O	soda kryształowa
MgO	magnezja

Formuły kwasowe	Nazwy kwasów	Nazwy odpowiednich soli
HClO4	chlor	nadchlorany
HClO3	podchlorawy	chlorany
HClO2	chlorek	chloryny
HClO	podchlorawy	podchloryny
H5IO6	jod	nadjodaty
HIO 3	jod	jodany
H2SO4	siarkowy	siarczany
H2SO3	siarkowy	siarczyny
H2S2O3	tiosiarka	tiosiarczany
H2S4O6	tetrationowy	tetrationiany
HNO3	azot	azotany
HNO2	azotowy	azotyny
H3PO4	ortofosforowy	ortofosforany
HPO 3	metafosforowy	metafosforany
H3PO3	fosfor	fosforyny
H3PO2	fosfor	podfosforyny
H2CO3	węgiel	węglany
H2SiO3	krzem	krzemiany
HMnO4	mangan	nadmanganiany
H2MnO4	mangan	manganiany
H2CrO4	chrom	chromiany
H2Cr2O7	dichrom	dwuchromiany
HF	fluorowodór (fluorek)	fluorki
HCl	solny (chlorowodorowy)	chlorki
HBr	bromowodorowy	bromki
CZEŚĆ	jodowodór	jodki
H2S	siarkowodór	siarczki
HCN	cyjanowodór	cyjanki
HOCN	cyjan	cyjaniany

Przypomnę krótko, na konkretnych przykładach, jak należy poprawnie nazywać sole.

Przykład 1. Sól K 2 SO 4 tworzy reszta kwasu siarkowego (SO 4) i metal K. Sole kwasu siarkowego nazywane są siarczanami. K 2 SO 4 - siarczan potasu.

Przykład 2. FeCl 3 - sól zawiera żelazo i resztę kwasu solnego (Cl). Nazwa soli: chlorek żelaza (III). Uwaga: w tym przypadku musimy nie tylko nazwać metal, ale także wskazać jego wartościowość (III). W poprzednim przykładzie nie było to konieczne, ponieważ wartościowość sodu jest stała.

Ważne: nazwa soli powinna wskazywać wartościowość metalu tylko wtedy, gdy metal ma zmienną wartościowość!

Przykład 3. Ba(ClO) 2 - sól zawiera bar i resztę kwasu podchlorawego (ClO). Nazwa soli: podchloryn baru. Wartościowość metalu Ba we wszystkich jego związkach wynosi dwa; nie trzeba tego podawać.

Przykład 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Grupa NH4 nazywa się amonem, wartościowość tej grupy jest stała. Nazwa soli: dichromian amonu (dichromian).

W powyższych przykładach zetknęliśmy się jedynie z tzw. sole średnie lub normalne. Sole kwaśne, zasadowe, podwójne i złożone, sole kwasów organicznych nie będą tutaj omawiane.

Jeśli interesuje Cię nie tylko nazewnictwo soli, ale także sposoby ich wytwarzania i właściwości chemiczne, polecam zapoznać się z odpowiednimi rozdziałami podręcznika chemii: „

Kwasy to złożone substancje, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu i resztę kwasową.

Na podstawie obecności lub braku tlenu w cząsteczce kwasy dzielą się na zawierające tlen(kwas siarkowy H 2 SO 4, kwas siarkawy H 2 SO 3, kwas azotowy HNO 3, kwas fosforowy H 3 PO 4, kwas węglowy H 2 CO 3, kwas krzemowy H 2 SiO 3) i beztlenowe(kwas fluorowodorowy HF, kwas chlorowodorowy HCl (kwas solny), kwas bromowodorowy HBr, kwas jodowodorowy HI, kwas wodorosiarczkowy H2S).

W zależności od liczby atomów wodoru w cząsteczce kwasu, kwasy są jednozasadowe (z 1 atomem H), dwuzasadowe (z 2 atomami H) i trójzasadowe (z 3 atomami H). Na przykład kwas azotowy HNO 3 jest jednozasadowy, ponieważ jego cząsteczka zawiera jeden atom wodoru, kwas siarkowy H 2 SO 4 – dwuzasadowy itp.

Istnieje bardzo niewiele związków nieorganicznych zawierających cztery atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Część cząsteczki kwasu pozbawiona wodoru nazywana jest resztą kwasową.

Pozostałości kwasowe mogą składać się z jednego atomu (-Cl, -Br, -I) - są to proste reszty kwasowe lub mogą składać się z grupy atomów (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - są to reszty złożone.

W roztworach wodnych podczas reakcji wymiany i podstawienia pozostałości kwasowe nie ulegają zniszczeniu:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Słowo bezwodnik oznacza bezwodny, to znaczy kwas bez wody. Na przykład,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Kwasy beztlenowe nie mają bezwodników.

Kwasy wzięły swoją nazwę od nazwy pierwiastka kwasotwórczego (środka kwasotwórczego) z dodatkiem końcówek „naya” i rzadziej „vaya”: H 2 SO 4 - siarkowy; H 2 SO 3 – węgiel; H 2 SiO 3 – krzem itp.

Pierwiastek może tworzyć kilka kwasów tlenowych. W tym przypadku wskazanymi końcówkami nazw kwasów będą te, w których pierwiastek wykazuje wyższą wartościowość (cząsteczka kwasu zawiera dużą zawartość atomów tlenu). Jeśli pierwiastek będzie miał niższą wartościowość, końcówka nazwy kwasu będzie „pusta”: HNO 3 - azotowy, HNO 2 - azotowy.

Kwasy można otrzymać przez rozpuszczenie bezwodników w wodzie. Jeżeli bezwodniki są nierozpuszczalne w wodzie, kwas można otrzymać przez działanie innego, silniejszego kwasu na sól żądanego kwasu. Metoda ta jest typowa zarówno dla kwasów tlenowych, jak i beztlenowych. Kwasy beztlenowe otrzymuje się także poprzez bezpośrednią syntezę z wodoru i niemetalu, a następnie rozpuszczenie powstałego związku w wodzie:

H2 + Cl2 → 2HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Roztwory powstałych substancji gazowych HCl i H2S są kwasami.

W normalnych warunkach kwasy występują zarówno w stanie ciekłym, jak i stałym.

Właściwości chemiczne kwasów

Roztwory kwasów działają na wskaźniki. Wszystkie kwasy (z wyjątkiem krzemowego) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Substancje specjalne - wskaźniki pozwalają określić obecność kwasu.

Wskaźniki to substancje o złożonej budowie. Zmieniają kolor w zależności od interakcji z różnymi substancjami chemicznymi. W roztworach neutralnych mają jeden kolor, w roztworach zasad inny kolor. Podczas interakcji z kwasem zmieniają kolor: pomarańczowy wskaźnik metylowy zmienia kolor na czerwony, a wskaźnik lakmusowy również zmienia kolor na czerwony.

Interakcja z bazami z utworzeniem wody i soli, która zawiera niezmienioną resztę kwasową (reakcja neutralizacji):

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

Oddziałuj z tlenkami zasadowymi z utworzeniem wody i soli (reakcja neutralizacji). Sól zawiera kwasową pozostałość kwasu użytego w reakcji zobojętniania:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcja z metalami. Aby kwasy mogły oddziaływać z metalami, muszą zostać spełnione pewne warunki:

1. metal musi być dostatecznie aktywny wobec kwasów (w szeregu aktywności metali musi znajdować się przed wodorem). Im bardziej na lewo w szeregu aktywności znajduje się metal, tym intensywniej oddziałuje z kwasami;

2. kwas musi być wystarczająco mocny (to znaczy zdolny do oddawania jonów wodoru H +).

Kiedy zachodzą reakcje chemiczne kwasu z metalami, powstaje sól i wydziela się wodór (z wyjątkiem interakcji metali z kwasem azotowym i stężonym kwasem siarkowym):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Nadal masz pytania? Chcesz wiedzieć więcej o kwasach?
Aby uzyskać pomoc korepetytora zarejestruj się.
Pierwsza lekcja jest bezpłatna!

stronie internetowej, przy kopiowaniu materiału w całości lub w części wymagany jest link do źródła.