При сполученні 5,99 г деякого неметалу з 1,344 л О₂ утворилось 0,03 моль оксиду. Розрахувати:

• молярну масу еквівалентів неметалу;

• валентність атому неметалу.

4. Принципи систематики в неорганічній хімії

У зв’язку з розширенням уявлень про будову речовин, застосуванням вченими-хіміками досконалих фізичних методів дослідження складу, будови та властивостей речовин в останні роки переглянуто теоретичні основи систематики та номенклатури неорганічних речовин.

Систематика дозволяє узагальнювати розрізнені факти та встановлювати взаємозв’язок між ними і полегшує прогнозування нових видів досліджуваних об’єктів. Систематику в неорганічній хімії доводиться розглядати окремо для хімічних елементів та для хімічних сполук.

Хімічні елементи – певний вид атомів, що визначається назвою, символом та характеризується однаковим зарядом ядра (протонним числом) і відносною атомною масою.

Елементи за особливостями характеру будови електронних оболонок атомів розділяють на метали, неметали та благородні (інертні) гази:

Проявляючи валентні сили, атоми хімічних елементів утворюють хімічні речовини.

Систематика речовин має базуватись на використанні різних ознак речовин: речовини можна поділяти за їх складністю, тобто за кількістю елементів, що входять до їх складу (одноелементні, бінарні, тринарні, тетрарні); за функціональними ознаками (кислоти, основи, солі тощо); за їх будовою (прості, складні, координаційні, полімерні).

Хімічний склад речовин показує, які елементи присутні в них та в якому кількісному співвідношенні сполучені їх атоми. Відповідно до класифікації за складом речовини поділяють на прості та складні.

Під час класифікації складних сполук за функціональними ознаками застосовують їх поділ на групи речовин, схожих за наявністю характерних угрупувань атомів в молекулах чи кристалах та здатністю до взаємодії з типовими реагентами.

Одночасно з класифікацією важливо ознайомитися і правильно застосовувати правила систематичної номенклатури неорганічних речовин.

До кола розгляду питань хімічної номенклатури включають:

• систематичні назви хімічних елементів;

• правила утворення назви будь-якої хімічної сполуки за її формулою.

Хімічна термінологія є основною складовою хімічної мови, тобто хімічна структура речовини може бути позначена словесним еквівалентом, складеним за науково обґрунтованими сукупностями правил. Також можливо перейти від систематичної назви до хімічних формул.

4.1. Номенклатура хімічних елементів і простих речовин

Найбільш науково обґрунтованими є систематичні назви хімічних елементів, складені за правилами Міжнародного союзу теоретичної та прикладної хімії IUPAC.

Українські назви хімічних елементів треба розглядати як власні назви і писати з великої літери. Назви більшості елементів походять від латинських назв: Borum – Бор, Kalium – Калій, Iodium – Йод, Phosphorus – Фосфор.

Атоми позначають символами елементів. Символ елемента складається з однієї чи двох початкових букв його латинської назви. Так елемент Гідроген та атоми Гідрогену позначають символом Н (Hydrogenium). Елемент Оксиген та атоми Оксигену позначають символом О (Oxygenium). Для деяких елементів, що у вигляді простих речовин були відомі з давніх давен можна паралельно використовувати традиційні назви, наприклад, Водень (Н), Кисень (О), Азот (N), Сірка (S), Мідь (Cu) тощо (Табл. 2).

Таблиця 2. Рекомендовані назви елементів і простих речовин

Назви простих речовин, які є традиційними словами літературної української мови, пишуть з маленької літери. Так, традиційні назви газоподібних речовин-неметалів молекулярної будови та неметалів з кристалічною будовою відповідно будуть наводитись:

Речовини-метали у більшості випадків також отримали в західноєвропейських мовах назви, які не походять від латинських:

Якщо хімічний елемент існує у вигляді двох чи декількох простих речовин, які розрізняються за хімічною будовою молекул чи структурою кристалічних решіток, то для нього характерним є явище алотропії. Назви алотропних видозмін елементів часто не співпадають з назвами самих елементів. Елемент Оксиген існує у вигляді двох простих речовин: кисню О₂ та озону О₃ – молекули цих речовин мають різне число атомів. Алотропні видозміни елементу Карбону – графіт, алмаз, карбін, фулерен – мають різну структуру кристалічної ґратки. Наявність алотропних видозмін пояснює існування більшої кількості простих речовин (біля 400), ніж хімічних елементів (до 110).

5. Класифікація неорганічних сполук за функціональними ознаками

Речовини, що складаються з атомів різних хімічних елементів, називають хімічними сполуками.

Поведінку сполук у хімічних реакціях визначають формульні одиниці – елементарні ланки, склад яких відображує якісний і кількісний склад речовин за типом з’єднаних атомів та співвідношенням їх кількості.

Хімічна формула речовини інформує про склад молекул для речовин з молекулярною будовою (існують реальні формульні одиниці) або визначає, які іони за складом і в якому співвідношенні містяться у кристалічній ґратки для іонних сполук.

За встановленими правилами IUPAC для кожної сполуки формульна одиниця складається з електропозитивної частини – «катіона» та електронегативної частини – «аніона». Відповідно до запропонованої структури формульних одиниць утворюють назву сполуки поєднанням назв відповідних катіонів та аніонів.

За хімічною природою речовини розділяють на основи, кислоти, амфотерні гідроксиди, оксиди, солі.

5.1. Основи

Формульні одиниці основ складаються з катіонів металу та гідроксид-іонів: Ме(ОН)_n, де n = 1,2.

Назви основ утворюють з назви катіону, що відповідає назві елементу з наведенням ступеню окиснення, та слова «гідроксид», наприклад:

Fe(OH)₂ – ферум (ІІ) гідроксид;

NaOH – натрій гідроксид.

Розчинні у воді основи, утворені лужними та лужноземельними металами, називають лугами. Це LiOH, NaOH, KOH, RbOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

До основ належить і амонію гідроксид NH₄OH. Іон амонію NH₄⁺, що входить до складу формульної одиниці основи, виявляє схожі властивості з іонами лужних металів, тому він одержав назву металоподібного катіону.

За силою можна розрізнити дві групи основ: сильні (LiOH, NaOH, KOH, CsOH, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂) та слабкі (NH₄OH, Mg(OH)₂, Bi(OH)₃). За числом гідроксогруп у формульних одиницях основи розділяють на однокислотні – LiOH, KOH; двокислотні – Mg(OH)₂, Ni(OH)₂; трикислотні – Bi(OH)₃ тощо.

5.2. Кислоти

Формульні одиниці кислот складаються з гідроген-катіонів та аніону кислотного залишку: H_nA. Найпростіші за складом кислоти розглядають як бінарні сполуки гідроген-катіона. Їх назви починають з гідроген-катіону, а потім додають назву безоксигенового аніону . Також можна вивести назву кислоти, застосувавши назву відповідного аніона, додаючи до нього закінчення –на та слово «кислота» (Табл. 5.1).

Таблиця 5.1. Систематичні назви безоксигенових кислот

Для оксигеновмісних кислот H_nЕО_z назви утворюють аналогічно з використанням тривіальних назв аніонів.

Таблиця 5.2. Систематичні назви оксигеновмісних кислот

Назва аніона кислот	Назва кислоти
SO42- - сульфат	Сульфатна кислота
PO43- - фосфат	Фосфатна кислота
NO3- - нітрат	Нітратна кислота
NO2- - нітрит	Нітритна кислота
CO32- - карбонат	Карбонатна кислота
CN- - ціанід	Ціанідна кислота
ClO- - гіпохлорид	Гіпохлоридна кислота

За систематичним підходом назва оксигеновмісної кислоти будується, починаючи з гідроген-катіону та назви аніону. Назва багатоатомного аніону складається з переліку числа оксо-іонів і назви елементу – центрального атома з суфіксом -ат- з вказаним валентним станом. Наприклад:

H₂SO₃ – дигідроген триоксосульфат (IV)

HMnO₄ – гідроген тетраоксоманганат (VII).

Число іонів гідрогену в формульних одиницях кислот, здатних до реакції з гідроксогрупами основ, визначає їх основність.

- одноосновні: HCl, HBr, HNO₃, HClO₄;

- двоосновні: H₂SO₄, H₂S, H₂SO₃, H₂TeO₄;

- трьохосновні: H₃AsO₄, H₃VO₄.

За силою розрізняють дві групи кислот: слабкі та сильні нелеткі кислоти. Наприклад:

За Л. Полінгом до сильних оксигенвмісних кислот відносять такі, загальна формула яких , якщо m≥2. Наприклад:

5.3. Амфотерні гідроксиди

Такі сполуки можуть виявляти під час хімічних реакцій властивості як основ, так і кислот в залежності від природи іншого реагенту, який бере участь у кислотно-основній взаємодії. Амфотерні властивості виявляють гідроксиди металів зі ступенем окиснення +3 і +4. Як виняток, амфотерні гідроксиди утворюють метали із ступенем окиснення +2: Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Be(OH)₂, Zn(OH)_2.

Найчастіше формульні одиниці амфотерних гідроксидів наводять у формі відповідної основи, назви амфотерних гідроксидів будуються за тим же принципом, що і назви основ:

Sn(OH)₂ – станум (ІІ) гідроксид;

Cr(OH)₃ – хром (ІІІ) гідроксид.

Для ілюстрації виявлення амфотерними гідроксидами властивостей кислот можна представити їх формулу в такій формі, як прийнято наводити кислоти – розмістити гідроген-іон на першому місці, наприклад Cr(OH)₃  H₃CrO₃.

5.4. Солі

Тверді речовини з іонною кристалічною ґраткою, вузли якої зайняті катіонами – залишками основ, та аніонами – залишками кислот. Формули солей відображують співвідношення числа іонів в структурі кристалу: { }.

В цілому умовна формульна одиниця солі має бути електронейтральною: сумарний заряд катіонів солі має дорівнювати добутку заряду аніону та числа цих аніонів.

Всі солі розділяють на такі підгрупи: 1) середні, 2) кислі, 3) основні.

5.4.1. Середні солі

Утворити формульну одиницю середньої солі можна, здійснивши повне заміщення гідроген-іонів кислот на катіони залишки основ Meⁿ⁺ або внаслідок заміщення всіх гідроксид-іонів основ на аніони залишки кислот A^y-.

Основна закономірність, яка пояснює утворення середніх солей полягає у наявності хімічної спорідненості між речовинами, що мають протилежний хімічний характер, а саме: кислоти та основи реагують між собою з утворенням середньої солі та води.

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O

2NH₄OH + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

3KOH + H₃PO₄ = K₃PO₄ + 3H₂O

Утворені середні солі BaCl₂, K₃PO₄, (NH₄)₂SO₄ були одержані при повному заміщені гідроген-іонів відповідно одноосновної хлоридної кислоти HCl, двохосновної сульфатної кислоти H₂SO₄, трьохосновної фосфатної кислоти H₃PO₄ залишками основ – катіонами металів.

Індекси, які з’являються у формулах солей, визначають заряди катіонів і аніонів. Наприклад, електронейтральність формульної одиниці забезпечується поєднанням трьох позитивно заряджених іонів – залишків основи К¹⁺ з одним трьохзарядним аніоном PO₄^3-.

Назви середніх солей утворюють з назв катіонів і аніонів з відповідними префіксами:

BaCl₂ – барій хлорид,

K₃PO₄ – трикалій фосфат,

(NH₄)₂SO₄ – диамоній сульфат.

Утворення середніх солей також відбувається при взаємодії амфотерних гідроксидів з кислотами чи основами. Реагуючи з кислотами, амфотерні гідроксиди виявляють властивості основ. В утворюваній солі як катіон використовується іон Meⁿ⁺ з амфотерного гідроксиду:

Zn(OH)₂ + 2H⁺(ClO₄)^-1 = Zn⁺²(ClO₄)₂^-1 + 2H₂O

цинк хлорат (VII)

Реагуючи з основами, амфотерні гідроксиди виявляють властивості кислот. Тому формулу амфотерного гідроксиду записують у формі кислоти, переміщуючи гідроген на перше місце. Так, для Zn(OH)₂ відповідна форма кислоти буде H₂ZnO₂. До складу утворюваної солі слід включати аніон кислотного залишку (ZnO₂)^2- та катіон відповідної основи:

H₂ZnO₂ + 2КОН = К⁺₂(ZnO₂)^-2 + 2H₂O

дикалій цинкат

Для утворення поганорозчинних середніх солей застосовують реакцію іонного обміну – це перетворення у розчині, під час якого речовини частково або повністю обмінюються іонами. Загальна схема взаємодії у рівняннях обміну наведена нижче.

Напрям І:

сіль (Х) розчинна + сіль (Y) розчинна  продукт + сіль (R)

поганорозчинна

сіль (Z)

При складанні рівнянь реакцій слід використовувати дані про розчинність солей з таблиць розчинності. Наприклад, при взаємодії розчинів Fe₂(SO₄)₃ та BaCl₂ може утворюватись поганорозчинна сіль BaSO₄.

Fe₂(SO₄)₃ + 3BaCl₂ = 3 BaSO₄ + 2FeCl₃

Аналогічно, при взаємодії розчинів K₃PO₄ та Pb(NO₃)₂ можна одержати осад Pb₃(PO₄)₂.

3 Pb(NO₃)₂ + 2 K₃PO₄ = 6KNO₃ + Pb₃(PO₄)₂

Напрям ІІ.

сіль (Х) розчинна + кислота розчинна  продукт + кислота

поганорозчинна

сіль (Y)

3 Pb(NO₃)₂ + H₂SO₄ = 2 PbSO₄ + 2 HNO₃

Напрям ІІІ. сіль (Х) розчинна + розчин лугу  осад поганорозчинної солі (Y) + розчинна основа

2 Na₃PO₄ + 3 Ba(OH)₂ = Ba₃(PO₄)₂ + 6 NaOH

5.4.2. Кислі солі

Формульні одиниці кислих солей складаються з катіонів Meⁿ⁺ - залишків основ та гідрогенвмісних аніонів – залишків багатоосновних кислот: .

Добування кислих солей можна здійснити за допомогою реакції взаємодії надлишку багатоосновної кислоти з основою.

KOH + H₃PO₄ = KH₂PO₄ + H₂O

Реакцію здійснюють, додаючи до багатоосновної кислоти розчин лугу, взятого у кількості, недостатній для повної нейтралізації кислоти (тобто для одержання середньої солі).

Інший метод одержання кислих солей полягає у взаємодії середніх солей багатоосновних кислот з однойменною кислотою.

Ba₃(AsO₄)₂ + H₃AsO₄ = 3Ba⁺²(H₂AsO₄)^-1₂.

Більшість кислих солей легко розчиняються у воді.

Назви кислих солей утворюються з назви катіону та аніону, який доповнюється словом «гідроген» з відповідним числовим префіксом:

KH₂PO₄ – калій дигідрогенфосфат,

Ba(H₂AsO₄)₂ – барій дигідрогенарсенат.

Кислі солі, як і середні, можуть у розчині брати участь в реакціях іонного обміну згідно з двома схемами:

кисла сіль + середня сіль  осад середньої солі + кисла сіль

розчинні сполуки

3 Ba(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Ba₃(PO₄)₂ + 6 NaHCO₃

кисла сіль, + сильна нелетка  слабка або нестійка + середня сіль утворена слабкою кислота кислота

чи леткою

кислотою

Ba(H₂PO₄)₂ + H₂SO₄ = H₃PO₄ + BaSO₄

Ca(HS)₂ + HCl = H₂S + CaCl₂

Аналогічно до кислот кислі солі реагують з основами, утворюючи середні солі:

3 Ba(H₂PO₄)₂ + 6 Ca(OH)₂ = 2 Ca₃(PO₄)₂ + Ba₃(PO₄)₂ + 6 H₂O

5.4.3. Основні солі

Формульні одиниці основних солей складаються з гідроксокатіонів - залишків багатокислотних основ та аніонів - залишків кислот.

Добути основні солі можна під час реакції багатокислотної основи (амфотерного гідроксиду), взятих у надлишку, з кислотами.

Zn(OH)₂ + HNO₃ = [Zn(OH)]NO₃ + H₂O

Інший метод добування основних солей – це взаємодія середньої солі, утвореної багатозарядним іоном металу, з розчином лугу, взятого у кількості, недостатній для повного заміщення аніонів солі. Так, при співвідношенні кількості

сіль : луг = 1 : 2

можливим є заміщення двох кислотних залишків солі хром (ІІІ) нітрату на гідроксогрупи.

Cr(NO₃)₃ + 2 KOH = [Cr(OH)₂]NO₃ + KNO₃

Утворені основні солі, як правило, малорозчинні у воді.

Добування основних солей за реакціями іонного обміну з гідролізом.

Під час утворення в розчині солей, до складу яких входять багатозарядні катіони металів та аніони слабких кислот, відбувається їх гідроліз. Продуктом гідролізу (тобто реакції обміну з водою) таких солей може бути основна сіль, наприклад:

2ZnSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O  [Zn(OH)]₂CO₃ + 2Na₂SO₄ + CO₂↑

Al₂(SO₄)₃ +6NaCH₃COO + H₂O  2[Al(OH)](CH₃COO)₂ + 3Na₂SO₄ + 2CH₃COOH

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O  [Cu(OH)]₂CO₃ + 2Na₂SO₄ + CO₂↑

Назви основних солей складають з назви катіону металу, додаючи до неї слово «гідроксид» з відповідним числовим префіксом та назви аніону:

[Cr(OH)₂]NO3 – хром (ІІІ) дигідроксиднітрат,

[Al(OH)]SO₄ – алюміній гідроксидсульфат.

Основні солі, хоч і характеризуються незначною розчинністю, можуть перетворюватись у менш розчинні сполуки під час реакцій іонного обміну.

Наводимо два основні напрямки здійснення реакцій обміну:

основна сіль + розчин лугу  поганорозчинна основа + середня

чи амфотерний гідроксид сіль

[CuOH]Cl + KOH = Cu(OH)₂ + KCl

основна сіль + середня сіль  середня сіль + основна сіль

одна з солей менш розчинна,

ніж вихідна основна сіль

[Fe(OH)]Cl₂ + K₂CrO₄ = [Fe(OH)]CrO₄  + KCl

[Al(OH)]SO₄ + Pb(NO₃)₂ = PbSO₄  + [Al(OH)](NO₃)₂

Подібно до основ, основні солі реагують з кислотами, утворюючи середні солі і воду:

3 [Al(OH)]SO₄ +3 HBr = AlBr₃ + Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂O

6. Оксиди та їх класифікація

До оксидів відносять сполуки елементів з оксигеном, в яких атоми Оксигену мають ступінь окиснення -2. У формульних одиницях оксидів на першому місці розміщується символ елементу, що утворює оксид, а потім атоми Оксигену . Сума ступенів окиснення всіх атомів Оксигену у формулі оксиду має дорівнювати добутку числа атомів іншого елементу на його валентність, тобто: .

Оскільки ступені окиснення елементів можуть приймати значення від +1 до +8, то склад оксидів можна представити такими формулами:

, , , , , , , .

Назви оксидів можна побудувати, вказуючи катіон за елементом, що утворив оксид, зазначивши в дужках його валентність; потім додають назву аніона – «оксид»:

N₂O₅ – нітроген (V) оксид;

Bi₂O₃ – бісмут (III) оксид;

SnO₂ – станум (IV) оксид.

Якщо елемент утворює єдиний оксид (стала валентність), то назва його може складатися лише з назви елемента та слова «оксид».

K₂O – калій оксид;

MgO – магній оксид;

Al₂O₃ – алюміній оксид.

Хімічний характер оксидів визначають за їх відношенням до кислот і основ. Виявлення здатності утворювати солі при реакціях з кислотами є характерними для основних оксидів. Кислотні оксиди утворюють солі при реакціях з основами. Деякі оксиди утворюють солі при взаємодії як з основами, так і з кислотами – такі оксиди мають амфотерний (двоїстий) характер, тобто для амфотерних оксидів характерним є виявлення властивостей як кислотних, так і основних оксидів.

Основні, кислотні, амфотерні оксиди відносяться до солетворних оксидів. Солетворні оксиди утворюють елементи-метали і елементи-неметали. Хімічний характер солетворного оксиду визначає природа та валентний стану елемента, що утворює оксид.

Несолетворні оксиди – це оксиди неметалів, які не виявляють здатності утворювати солі при взаємодії з основами. До несолетворних належать оксиди CO, NO, N₂O, SiO.

6.1. Гідрати оксидів

Виникнення формульних одиниць кислот, основ і амфотерних гідроксидів можна пояснити, виходячи з гідратації оксидів (приєднання води до оксидів). Зі змісту терміну «гідроксид», як продукт приєднання води до оксиду, стає зрозумілим відповідне походження назв:

1. кислота – продукт приєднання води до кислотного оксиду.

Наприклад, приєднання молекули води до кислотного оксиду N₂O₅ завершується утворенням формульної одиниці кислоти. Складаючи формульну одиницю кислоти, на перше місце ставлять атоми Гідрогену, потім – кислотоутворюючий елемент Нітроген, потім Оксиген. Якщо можливо, з індексів виносять загальний множник:

N₂O₅  H₂O = H₂N₂O₆ = 2 HNO₃ (нітратна кислота)

2. основа – продукт приєднання води до основних оксидів.

При утворенні формульних одиниць основ потрібно використати таку кількість молекул води, щоб число одновалентних груп ОН відповідало валентності металу. Наприклад, у перетвореннях оксид  основа для оксидів одно- і двовалентних металів достатньо однієї молекули H₂O:

K₂O  H₂O  2 KOH (калій гідроксид)

BaO  H₂O  Ba(OH)₂ (барій гідроксид)

3. амфотерний гідроксид - продукт гідратації амфотерного оксиду.

При написанні формульної одиниці амфотерного гідроксиду застосовують формулу основи :

Cr₂O₃  H₂O  2Cr(OH)₃ (гідроксид хрому)

Для перетворення гідроксиду у форму кислоти здійснюють перегрупування атомів з переміщенням атомів гідрогену на перше місце:

Cr(OH)₃  Н₃CrO₃

Можливим є утворення ще однієї форми гідроксиду як кислоти при приєднанні однієї молекули води до амфотерного оксиду:

Cr₂O₃  3H₂O = Н₂Cr₂O₄ = 2 НCrO₂

Більшість солетворних оксидів мають відповідні гідроксиди. Не одержано сполук з водою для оксидів Ag₂O, Hg₂O, Cu₂O.

6.2 Реакції за участю оксидів

Характерним типом реакції для оксидів є реакції солеутворення. Під час таких реакцій оксиди реагують з речовинами (оксидами, гідроксидами тощо), які виявляють порівняно з ними протилежну хімічну природу.

1. Основні оксиди вступають у реакції з речовинами кислотного характеру (кислотними оксидами, кислотами, кислими солями).

основний оксид + кислота = середня сіль + H₂O

M gO + H₂SO₄ = Mg⁺² SO₄² + H₂O

катіон металу аніон-

з основного оксиду залишок кислоти

основний оксид + кисла сіль = дві середні солі + H₂O

Na₂O + 2KHSO₄ = Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

основний оксид + кислотний оксид = середня сіль

BaO + Cl₂O₇  Ba⁺²(ClO₄)^-1₂

H₂O  Cl₂O₇ = H₂Cl₂O₈  2 HClO₄  (ClO₄)^-

уявне утворення позбавлення кратності кислота, що відповідає аніон

гідроксиду – до числа 2 в індексах кислотному оксиду кислоти

гідратація оксиду

При написанні реакції за участю кислотного оксиду потрібно скласти формулу кислоти, що йому відповідає (до кислотного оксиду в уяві додають воду). За кількістю іонів гідрогену у формульній одиниці кислоти визначають заряд іону кислотного залишку. Цей аніон вводять до складу солі, що утворюється під час реакції з основними оксидами.

2. Кислотні оксиди утворюють середні солі під час реакції з основами та основними солями. Під час здійснення таких реакцій елемент кислотного оксиду буде утворювати аніон солі (аналогічно схемі, що наведена у попередньому прикладі).

кислотний оксид + основа  середня сіль + H₂O

SeO₃ + 2 KOH  K⁺¹₂(SeO₄)^-2 + H₂O

SeO₃  H₂O = H₂SeO₄  (SeO₄)^2-

уявне утворення кислота, як гідроксид, аніон кислоти,

гідроксиду - що відповідає що входить до

гідратація оксиду кислотному оксиду складу солі

кислотний оксид + основна сіль  середні солі + H₂O

B₂O₃ + 2 (NiOH)Cl  Ni⁺²Cl₂ + Ni(BO₂)₂ + H₂O

B₂O₃  H₂O  H₂B₂O₄  HBO₂  BO₂ ^–

гідратація оксиду кислотний залишок

3. Амфотерні оксиди здатні до реакцій як з речовинами кислотної, так і з речовинами основної природи. Амфотерні оксиди виявляють основний характер у реакціях з кислотами та кислотними оксидами. Під час такої взаємодії метал амфотерного оксиду утворює катіон солі – продукту реакції (електропозитивну складову частинку формули ).

амфотерний оксид + кислота = середня сіль + H₂O

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Sb₂O₃ + 3CrO₃ = Sb₂(CrO₄)₃

Амфотерні оксиди здатні виявляти властивості кислотних під час взаємодії з речовинами основного хімічного характеру (основними оксидами, основами). Метал амфотерного оксиду буде входити до складу аніону солі , утвореної під час взаємодії. Найпростіші за складом солі утворюються при сплавлянні амфотерних оксидів з відповідними основами чи основними оксидами.

KOH + Al₂O₃ KAlO₂ + H₂O

BaO + TiO₂ BaTiO₃

7. Завдання для самостійної роботи

1. Вкажіть хімічний характер наведених оксидів. Складіть формули гідратів кожного з наведених оксидів та назвіть гідроксиди за систематичною номенклатурою.

BaO, Ga₂O₃, As₂O₃, Cr₂O₃, TeO₂, VO₂, CO₂, N₂O₃, Re₂O₇, WO₃, Tl₂O₃, Br₂O.

2. Складіть:

а) формули оксидів з вищою валентністю атомів зазначених елементів та вкажіть їх хімічний характер;

б) формули гідроксидів, що відповідають оксидам;

в) рівняння реакцій, які доводять хімічний характер кожного оксиду.

Плюмбум, Ванадій, Силіцій, Фосфор, Індій, Нітроген, Хром, Магній.

3. Визначте ступені окиснення атомів кислотоутворюючих елементів у кислотних залишках солей:

Запропонуйте, як можна одержати ці солі взаємодією відповідних основ і кислотних оксидів.

4. Наведіть реакції солеутворення при взаємодії основних оксидів з кислотами:

   Na2O + H3PO4 Rb2O + HBr Cu2O + HCl Ag2O + H2S

   BaO + HNO3 CdO + H2SeO4 FeO + H2SO4 NiO + HClO4

5. Закінчіть наведені рівняння реакцій та вкажіть кислотні чи основні властивості виявляють зазначені амфотерні оксиди:

6. Добути наведені сполуки за реакціями іонного обміну:

а) середні солі: Cd₃(PO₄)₂, Ag₂S, PbBr₂

б) гідроксиди металів: Ni(OH)₂, Bi(OH)₃, Ti(OH)₄

в) кислоти: HNO₂, H₂S, H₃AsO₄

г) основні солі: [Zr(OH)₂]Cl₂, [Al(OH)]Br₂, [Pb(OH)]NO₃

7. Добути нижченаведені кислі солі:

KHS, Ca(HSO₄)₂, Ba(HCO₃)₂, Fe(H₂PO₄)₃, Na₂HVO₄

а) за реакцією взаємодії надлишку багатоосновних кислот з основами;

б) за реакцією взаємодії середньої солі та надлишку кислоти.

8. Закінчіть рівняння реакцій, які практично можливі між такими речовинами:

9. Поясніть, між якими з наведених речовин може відбуватись взаємодія. Складіть рівняння можливих реакцій, вкажіть, до якого класу відносяться реагенти та продукти реакції.

а) K₂O, Zn(OH)₂, BaCl₂, KH₂AsO₄, H₂SO₄, [ZnOH]₂CO₃, K₃AsO₄;

б) NaHS, Ba(OH)₂, K₃PO₄, Cl₂O₇, [Fe(OH)]NO₃, HClO₄, K₃AlO₃;

в) [Ga(OH)₂]NO₃, CrO₃, KOH, K₂C₂O₄, Pb(NO₃)₂, K₂HPO₄, N₂O;

г) TeO₂, Ba(HSO₃)₂, [Bi(OH)]Cl₂, KOH, AgNO₃, HI, CO;

д) [Be(OH)]₂SO₄, KH₂AsO₄, V₂O₅, NO, H₂SeO₄, Na₃AsO₄, KOH;

е) Mn(HCO₃)₂, HClO₃, Na₃PO₄, [Mg(OH)]₂SO₄, WO₃, KOH, SiO;

є)Ca(H₂PO₄)₂, Cr(OH)₃, TeO₃, [Cu(OH)]Cl, Na₃PO₄, CaO, HCl.

10. Проведіть перетворення та запишіть відповідні рівняння реакцій.

а) CaSO₄  [Cu(OH)]₂SO₄  CuCl₂  Cu(NO₃)₂  Cu(OH)₂



[Cu(OH)]₂CrO₄

б) Fe₂(SO₄)₃  FeCl₃  Fe(NO₃)₃  Fe(OH)₃  Fe₂(SO₄)₃ PbSO₄

в) Al₂(SO₄)₃  Al(OH)₃  K₃AlO₃  AlCl₃  [Al(OH)₂]CH₃COO  [Al(OH)₂]₂CrO₄

г) Co(NO₃)₂  [Co(OH)]NO₃  [Co(OH)]₂CO₃  CoSO₄  BaSO₄



Co(OH)₂

д) Ca(OH)₂  NaOH  Cr(OH)₃  Cr(NO₃)₃  CrPO₄

є) MnSO₄ MnCl₂  Mn(OH)₂ Mn(NO₃)₂  Mn₃(PO₄)₂



MnS

е) ZnSO₄  ZnCl₂  Zn(NO₃)₂  Zn₃(PO₄)₂



Zn(OH)₂  K₂ZnO₂

ж) Na₂CO₃  CaCO₃  Ca(HSO₄)₂  Ca₃(PO₄)₂



Ca(OH)₂  Na₂CO₃

з) AgNO₃  Ag₂O  Ag(CH₃COO)  Ag₂CrO₄



Ba(NO₃)₂  BaCrO₄

11. Скласти наведені рівняння реакцій та вказати кислотні чи основні властивості виявляють амфотерні гідроксиди:

Додаток 1. Розчинність кислот, солей та основ у воді

Примітка: Р- розчинні, М – малорозчинні, Н – нерозчинні, (-) – розкладаються водою або не існують.

Додаток 2. Класифікація неорганічних речовин

Додаток 3. Хімічний характер оксидів та гідроксидів

Список літератури

1. Кириченко В.І. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 2005. – 639 с., ISBN 966-642-182-8.

2. Коровин Н.В. Общая химия: Учеб. для технич. направл. и спец. вузов – М.: Высшая школа, 2000. – 558 с., ISBN 5-06-003939-0.

3. Корнілов М.Ю., Білодід О.І., Голуб О.А. Термінологічний посібник з хімії. – К.: ІЗМН, 1996. – 256 с.

4. Рейтер Л.Г., Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії. – К: Каравела, 2003. – 356 с., ISBN 966-8019-08-3.

5. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Перун, 1998. – 480 с., ISBN 966-569-106-6.

6. Скопенко В.В., Григор’єва В.В. Найважливіші класи неорганічних сполук. – К.: Либідь, 1996. – 152 с.

7. Степаненко О.М., Рейтер Л.Г., Ледовских В.М., Іванов С.В. Загальна та неорганічна хімія. Частина І. – К.: Педагогічна преса, 2002. – 520 с., ISBN 966-7320-13-8.