Химический элемент, химическое соединение

1. Химический элемент – символы и названия.

Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом атомных ядер. Символы химических элементов, а также латинские, русские и анг­лийс­кие их на­зва­­ния приведены в приложении 1. Корни названий хими­ческих эле­мен­тов исполь­зу­ют­ся для построения систематических и традици­он­ных названий сложных веществ (цинкат, хромат, хлорат и т.д.). Для наз­вания производных молибдена и фос­фора при­ня­то использовать сокращенные корни названий элементов – например: молиб­дат и фос­фат. Для большинства элементов корни их русских на­зва­ний совпадают с корнями ла­тин­ских назва­ний. Для элементов, русское название которых не совпадает с латинским, в наз­ва­ниях сложных анионов используют корни латинских названий эле­­ментов:

Таблица 1. Название соединений, образуемых от латинского корня названия

химического элемента.

Э	Латинский корень (название)	Э	Латинский корень (название)
Ag	Арген- (аргентат)	N	Нитр-(нитрид, нитрит, нитрат)
As	Арсен-(арсенид, арсенат)	Ni	Николл- (николлат)
Au	Аур- (аурид, аурат)	O	Окс-(оксид), оксиген-оксигенил)
Cu	Купр- (купрат)	Pb	Плюмб- (плюмбат)
C	Карб- (карбид), Карбон- (карбонат)	S	Сульф- (сульфид, сульфат), Тио- (тионат)
Fe	Ферр- (феррат)	Sb	Стиб- (стибид, стибат), Антимон-(антимонид, антимонат)
H	Гидр- (гидрид), Гидроген- (гидрогенат)	Si	Силиц- (силицид, силикат), Сил- (силан)
Hg	Меркур- (меркурат)	Sn	Станн- (станнид, станнат)
Mn	Манган- (манганат)

Упражнения:

1. Что такое химические структурные элементы вещества? Как они со­от­но­­сят­ся с «физическими», «биологическими» и «геологическими» стру­к­­­тур­­ными элементами?

2. Cистему химической символики, которая используется в настоящее время, раз­ра­бо­тал: Д. Дальтон, М. Ломоносов, Я. Берцелиус, А. Лавуазье?

3. Приведите примеры названий химических элементов:

а) связанных с запа­хом и цветом - зловонный, запах, небесно-голубой, зеле­но­ва­тый, зеленый, зе­ле­ный близ­нец, светло-желтый, темно-красный, розо­вый, фиоле­то­вый, цве­та золота, цвета ин­диго, радуга, цвет;

б) названных по имени мифологических богов – Ванадис, Ниоба, Прометей, Тантал, Титан, Тор;

в) в честь астрономических объек­тов – Луна, Солнце, астероид Паллада, планета Уран, планета Нептун, пла­не­та Плутон, малая планета Церера; г) по своим специфическим свойст­вам - безжизненный, несущий свет, неус­тойчивый, искусственный, разруша­ю­щий, тяжелый, неактивный, рождаю­щий кислоты, рождающий воду, рож­дающий уголь, получаемый с трудом, скрытый, скрывающийся;

д) по ге­ографическому месту открытия - Стронтиан (Шотландия), Иттербю (Шве­ция), Беркли (США), Калифориния (США), Рейн (Ге­рмания), Гессен (Германия), Дубна (СССР), Европа, Америка, Скандинавия;

е) в честь государств – Россия, Польша, Франция, Германия;ж) в честь городов – Париж, Стокгольм, Копенгаген;

з) в честь ученых - Ю. Гадолин, П. Кюри и М. Кюри, А. Эйнштейн, Э. Ферми, Д.И. Менделеев, А. Нобель, Э.О. Лоуренс, Э. Резерфорд, Г.Т. Сиборг, Н. Бор, Л. Мейтнер.

2. Классификация химических элементов.

Классификация химических элементов основана на положении эле­мен­тов в периодической системе Д.И. Менделеева, которое определяется характером электронного строения атомов химических элементов. Гра­фи­ческим отражением на плоскости периодической системы химических эле­мен­тов яв­ля­ются различные формы периодических таблиц – например, короткопериодная таблица 1.2. В соответст­вии с прин­ци­пом периодичности периодическая таблица сос­тоит из шести полных и седьмого незавершенного периодов, содержащих со­ответ­ст­вен­но – 2, 8, 8, 18, 18, 32 и 23 химических элементов. Первые три периода назы­вают малыми, а 4 – 7 – большими пе­риодами.

Распределение эле­мен­тов по периодам при­во­дит к формированию в пери­о­ди­чес­ких таблицах вер­ти­кальных столбцов, обра­зу­ющих восемь групп. Наличие раз­ного количества эле­ментов в малых и больших периодах приводит к фор­ми­ро­ванию в пределах каждой группы двух подгрупп – главной и побочной, для обоз­начения которых ис­пользуют буквы «А» и «В». Главные подгруппы на­чи­на­ются с элементов 2 пе­­риода, а побочные – с элементов 4 (первого большого) пе­риода. Особое место в периодических таблицах занимают IIIB и VIIIB под­груп­пы. В IIIB подгруппу, наряду со скандием, иттрием, лантаном и актинием, входят два семейства по четырнадцать элементов – лантаноидов и актиноидов. Восьмая группа также содержит «избыточное» количество (12) элементов по­боч­ной VIIIB подгруппы – по три элемента из каждого большого периода.

Таблица 2. Короткопериодная таблица периодической системы.

Период	Ряд	Группа
		I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII
I	1	H 1s1							He 1s2
II	2	Li3 2s1	Be4 2s2	B5 2s22p1	C6 2s22p2	N7 2s22p3	O8 2s22p4	F9 2s22p5	Ne10 2s22p6
III	3	Na11 3s1	Mg12 3s2	Al13 3s23p1	Si14 3s23p2	P15 3s23p3	S16 3s23p4	Cl17 3s23p5	Ar18 3s23p6
IV	4	K19 4s1	Ca20 4s2	Sc21 3d14s2	Ti22 3d24s2	V23 3d34s2	Cr24 3d54s1	Mn25 3d54s2	Fe26 3d64s2	Co27 3d74s2	Ni28 3d84s2
	5	Cu29 4s13d10	Zn30 4s23d10	Ga31 4s24p1	Ge32 4s24p2	As33 4s24p3	Se34 4s24p4	Br35 4s24p5	Kr36 4s24p6
V	6	Rb37 5s1	Sr38 5s2	Y39 4d15s2	Zr40 4d25s2	Nb41 4d35s2	Mo42 4d55s1	Tc43 4d55s2	Ru44 4d75s1	Rh45 4d85s1	Pd46 4d105s0
	7	Ag47 4d105s1	Cd48 4d305s2	In49 5s25p1	Sn50 5s25p2	Sb51 5s25p3	Te52 5s25p4	I53 5s25p5	Xe54 5s25p6
VI	8	Cs55 6s1	Ba56 6s2	La*57 5d16s2	Hf72 5d26s2	Ta73 5d36s2	W74 5d46s2	Re75 5d56s2	Os76 5d66s2	Ir77 5d76s2	Pt78 5d96s2
	9	Au79 5d106s1	Hg80 5d106s2	Tl81 6s26p1	Ge82 6s26p2	Bi83 6s26p3	Po84 6s26p4	At85 6s26p5	Rn86 6s26p6
VII	10	Fr87 7s1	Ra88 7s2	Ac**89 6d17s2	Rf104 6d27s2	Db105 6d37s2	Sg106 6d47s2	Bh107 6d57s2	Hs108 6d67s2	Mt109 6d87s2	[ ] 110
	11	[ ] 111	[ ] 112

*Лантаноиды

Ce58 4f2 6s2

Pr59 4f3 6s2

Nd60 4f4 6s2

Pm61 4f5 6s2

Sm62 4f6 6s2

Eu63 4f7 6s2

Gd64 4f7 5d1 6s2

Tb65 4f9 6s2

Dy66 4f10 6s2

Ho67 4f11 6s2

Er68 4f12 6s2

Tm69 4f13 6s2

Yb70 4f14 6s2

Lu71 4f14 5d1 6s2

**Актиноиды

Th90 6d2 7s2

Pa91 5f2 6d1 7s2

U92 5f3 6d1 7s2

Np93 4f4 6d1 7s2

Pu94 5f6 7s2

Am95 5f7 7s2

Cm96 5f7 6d1 7s2

Bk97 5f8 6d1 7s2

Cf98 5f10 7s2

Es99 5f11 7s2

Fm100 5f12 7s2

Md101 5f13 7s2

No102 5f14 7s2

Lr103 5f14 6d1 7s2

Элементы главных подгрупп образуют семейство непереходных, а элементы по­бочных подгрупп – семейство переходных элементов. В зависимости от при­ро­ды внешних электронов (табл. 1.2.) непереходные элементы IA и IIA под­групп называют s-элементами, а элементы IIIA-VIIIA подгрупп – р-элемента­ми. Переходные элементы также подразделяются на два подсемейства: акти­но­и­ды и лантаноиды назвают f-элементами, а остальные элементы побочных под­групп – d-элементами. Поскольку в виде простых веществ все переходные элементы являются типичными металлами, то семейство переходных элементов и подсемейства d- и f-элементов часто называют – переходные металлы, d-металлы и f-металлы.

В каждой главной подгруппе элементы второго и третьего периода относятся к типичес­ким непереходным элементам, а элементы 4-7 периодов образуют под­семейство непереходных элементов, называемые по имени элемента чет­вер­того периода. Например, кислород и сера являются типическими элементами VIA подгруппы, а селен, теллур и полоний образуют подсемейство селена. Не­пе­реходные эле­мен­ты IA, IIA, VIA, VIIA и VIIIA подгрупп имеют специальные на­звания – щелочные металлы, щелочноземельные металлы, халькогены (рож­да­ющие руды), галогены (рождающие соли) и благородные газы соответствен­но.

Совокупность переходных d-элементов каждой из IB-VIIB подгруппы назы­ва­ют по име­­ни d-элемента четвертого периода: IB – подгруппа меди (Cu, Ag, Au), IIB – под­группа цинка (Zn, Cd, Hg), IIIB - подгруппа скандия (Sc, Y, La, Ac), IVB –под­группа титана (Ti, Zr, Hf, Rf), VB - подгруппа ванадия (V, Nb, Ta, Db), VIB – подгруппа хрома (Cr, Mo, W, Sg), VIIB – подгруппа марганца (Mn, Tc, Re, Bh). Переходные d-элементы VIIIB подгруппы образуют два подсе­мейст­ва: железа (Fe, Co, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Пример. Классифицируйте следующие химические элементы: Ba, Si, Te, Mo, Rh, Tb, Np.

Решение. Ba – непереходный s-элемент второй группы и шестого периода, под­группа ще­лочноземельных металлов, подсемейство кальция;

Si – непереходный р-элемент четвертой группы и третьего периода, типический элемент IVA подгруппы;

Te – непереходный р-элемент шестой группы и пятого периода, подгруппа халь­ко­генов, подсемейство селена;

Mo – переходный d-элемент шестой группы и пятого периода, подгруппа хрома;

Rh – переходный d-элемент восьмой группы и пятого периода, семейство пла­ти­но­вых металлов;

Tb – переходный f-элемент третьей группы и шестого периода, семейство ланта­но­идов;

Np – переходный f-элемент третьей группы и седьмого периода, семейство ак­ти­ноидов.

Упражнения:

4. Какие химические элементы VII группы относятся: к переходным и не­­пе­реходным элементам и как называются подгруппы непере­ход­ных и переходных элементов? Как называют совокупность сле­дую­щих элементов VIIА подгруппы: фтор, хлор, бром, иод, астат.

5. Классифицируйте следующие химические элементы: Rb, Y, Ta, Be, Sg, In, Ni, C, Pd, As, Sm, O, Am, I, Ne.

3. Классификация химических соединений по составу.

Химическое соединение – совокупность химических структурных эле­мен­тов (атомов или ионов), объединенных химическим взаимо­дейст­ви­ем, называемым химической связью. Химическая связь – взаимодействие между химическими структурными элементами вещества, сопровождающееся изменением в их электронном строении в результате обобществления элект­ро­нов и приводящее к понижению энергии системы.

В зависимости от состава химические соединения подразделяют на простые и сложные.

Схема 1. Простые и сложные химические соединения.

Аллотропия – это способность химических элементов образовывать нес­­колько раз­ных простых веществ, отличающихся по своим свойствам. Явление ал­ло­тропии мо­жет быть обусловлено либо различным составом моле­кул прос­того ве­щества данного элемента (аллотропия состава), либо спо­собом раз­ме­ще­ния молекул или атомов в крис­таллической решетке (алло­тро­пия фор­мы). Например, се­лен в виде твердого при нор­мальных условиях прос­то­го ве­щества существует в виде: красного селена, в узлах кристаллической ко­то­ро­го на­ходятся циклические мо­лекулы Se_, серого селена - крис­тал­лы об­ра­зо­ваны зигзагообразными цепями Se_, и красно-коричневой стек­ло­видной мо­ди­фикации, образованной неупорядоченно рас­по­ложенными молекулами Se_ раз­ной длины. Красный и серый селен являются при­ме­рами аллотропных моди­фикаций состава, а красный и красно-коричневый се­лен – примерами аллотроп­ных мо­дификаций формы. Аллотропия – частный случай явле­ния полиморфиз­ма. Спо­соб­ность элемента к образованию аллотропных моди­фи­каций свя­зана с электронным стро­е­нием атома.

Химические соединения, содержащие атомы или ионы двух химических эле­ментов называются бинарными (CS₂, NaCl, SiCl₄), а более двух химических эле­мен­тов - многоэлементными (Na₂SO₄, SeO₂F₂, K₃[Fe(CN)₆]).

Упражнения:

6. Какие химические соединения называются простыми, сложными?

7. Привести примеры аллотропных модификаций состава и формы для кис­­ло­ро­да и серы как простых ве­ществ.

8. Что такое бинарные химические соединения? Приведите примеры бинар­ных хи­­ми­ческих соединений щелочноземельных металлов с галоге­на­ми, халь­­когенами, азо­том, фосфором, водородом.

9. Какие из следующих соединений серы относятся к простым, сложным би­нарным и сложным многоэлементным соединениям: (SO₃)₃, S₈, SO₂Cl₂, FeS₂, Na₂SO₄?

4. Принципы химической номенклатуры – хими­чес­кие формулы (прос­тейшая, мо­ле­­ку­ляр­ная, графическая) и химические названия сое­ди­­не­ний (система­ти­чес­кое, тра­ди­ци­он­ное, специальное, тривиальное).

Химическая номенклатура - это язык химии, который включает в себя фор­­мулы хи­ми­ческих соединений, отображающих состав веществ с по­мощью сим­волов хими­чес­ких элементов, числовых индексов и других зна­ков, и названия соединений – изобра­же­ние состава веществ с помощью сло­ва или группы слов. Пере­ход от химических фор­мул к названиям и наоборот оп­ре­деляется системой номен­к­ла­тур­ных правил. Современная номенклатура раз­работана Международным союзом теоретической и прикладной химии (ИЮПАК, IUPAC). В основу номенклатуры поло­жен состав хи­ми­ческих сое­ди­нений.

По номенклатурным правилам каждое вещество в соответ­ст­вии с его фор­му­лой по­лу­чает систематическое название, полностью отражающее его состав (N₂ – диазот, Hg₂Cl₂ – дихлорид диртути). Для ограниченного числа рас­про­ст­ра­нен­ных кислот и их солей правила ИЮПАК рекомендуют использование тра­диционных названий (H₂SO₄ – серная кислота, Na₂SO₄ – сульфат натрия), хотя они не дают точного пред­с­тав­ления о составе и требуют запоминания. По пра­ви­лам ИЮПАК допускается ис­пользование небольшого числа специальных ис­торически сло­жившихся названий – например, вода H₂O, аммиак NH₃, ам­мо­ний NH₄⁺, гидразин N₂H₄. В технической ли­те­ра­туре иногда применяют три­ви­аль­ные названия: соляная кис­ло­та HCl, сода Na₂CO₃, мед­ный купорос CuSO₄5H₂O, нашатырь NH₄Cl.

В химической практике в основном используется три типа формул химичес­ких со­е­ди­­не­­ний – простейшая (эмпирическая), молекулярная и графическая (струк­турно-графическая). Простейшая формула отражает минимальное соотношение между ато­мами химичес­ких элементов в соединении: S для всех аллотропных моди­фи­ка­ций серы как прос­то­го вещества, CH для бен­зо­ла и т.д. Моле­ку­ляр­ная фор­му­ла отображает истинный сос­тав молекул или сложных ионов: S₂, S₈, S_, C₆H₆, C₂O₄^2-. Графическая формула, наря­ду с истинным составом, отображает распо­ло­­же­ние атомов химических элементов в соединении и кратность химических свя­зей между ними. Каждая двухцентровая двух­электронная химическая связь меж­ду атомами изо­бра­жается отдельной «чер­точ­кой», а делокализованные меж­ду несколькими атома связи – кривой, охватывающей эти ато­мы:

Для отображения состава и структуры соединений в молекулярных фор­му­лах сое­ди­не­ний, наряду с символами химических элементов, используются: чис­ловые ин­дек­сы; круглые, фи­гур­ные и квадратные скобки; математические символы «» или «»; бук­вы греческого алфавита; буквенные обозначения типа кристаллической решетки (куб. – кубическая, тетр. – тетрагональная, монокл. – мо­ноклинная, гекс. – гек­са­го­наль­ная, триг. – тригональная, трикл. – триклин­ная): NH₄, NH₄⁺, (NH₄)₂SO₄, [Co(NH₃)₆]Cl₃, Na₂SO₄5H₂O, Na₂SO₄5H₂O, -Pb, S_(ромб).

Упражнения:

10. В одинаковой ли мере обоснована запись графических формул для со­­е­ди­не­ний с молекулярной и ионной структурой?

11. Приведите простейшие, молекулярные и графические формулы сле­ду­ю­щих хими­ческих соединений: аммиак, пероксид водорода, азот, белый фосфор, озон, гелий.

12. Приведите по три примера формул химических соединений использующих, на­ря­ду с сим­волами химических элементов, другие обозначения: числовые ин­­дексы, круг­­лые и квадратные скобки, математический символ «» или «», бук­вы гречес­ко­го ал­фавита.

5. Систематические и традиционные названия простых веществ.

Систематические названия простых веществ образуются из названия хими­чес­кого эле­мента с указанием с помощью числовых приставок (2 - ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пен­та, 6 – гекса, 7 – гепта, 8 – окта, 9 – нона, 10 – дека, 11 – ундека, 12 – додека) числа ато­мов в молекуле: H₂ ди­во­до­род, О₃ трикислород, Р₄ тет­ра­фосфор, S₈ октасера, B₁₂ до­декабор. Неопре­де­лен­ное чис­ло атомов обозначается приставкой «поли-» - S_n по­ли­се­ра, P_n поли­фос­фор. Для обозначения твердых аллот­роп­ных модификаций простых веществ допускается использование греческих букв и т.д., начиная с наибо­лее низ­котем­пе­ратурной модификации: -Sn – альфа-олово, -Sn – бета олово, -Sn – гамма-олово. Вместо греческих букв для твердых ал­ло­тропных модификаций может быть использовано буквенное обозначение типа крис­таллической ре­шет­ки: -Sn, или Sn_(гекс.) – бета-олово, или олово гексагональное. Аморфное состоя­ние твер­дых прос­тых веществ указывают буквенным обозначением «ам.»: C_(ам.).

Для ограниченного круга простых веществ допускается использование тра­ди­цион­ных названий: Н₂, Hal₂, О₂, N₂ - молекулярный водород, галоген (фтор, хлор и т.д.), кислород, азот; О₃ озон; S₈ кристаллическая сера; P₄ белый фосфор и др.

Упражнения:

13. Приведите систематическое и традиционное название простых ве­ществ: Ne, Cl₂, O₂, S₂, S₈, S_n, N₂, P₄, P_n, B₁₂.

14. На примере серы продемонстрируйте указание в названии и фор­му­ле прос­тых ве­ществ существование их в различных аллотропных модифи­ка­циях фор­мы.

6. Степень окисления элементов в химических соединениях.

Состояние каждого элемента в химическом соединении принято ха­рак­теризовать егостепенью окисления – формальным за­ря­дом атома химического элемента в соединении, вычисленного ис­хо­дя из предположения об ионном строении соединения. Будучи формальной ве­ли­чи­ной, не соответствующей ни одной реальной характеристике атома элемента в со­е­динении, исторически сложившееся понятие о степени окисления широко ис­­пользуется в химической номенклатуре.

В формулах химических соединений степень окисления элементов может быть указана в виде верхнего правого индекса символа химического элемента араб­скими цифрами со знаком «+» или «-» перед цифрой: Na⁺₂S⁺⁶O^-2₄. Для отличия от степени окисления элемента заряд реально существующих простых и сложных ионов указывается справа от его величины: K⁺, Mg²⁺, Cl^-, SO₄^2-. В названиях химических соединений степень окисления элемента (если это необ­хо­димо) указывается римскими цифрами в круглых скобках: FeBr₂ – бромид же­леза (II).

Для определения степени окисления элемента в химическом соединении ис­пользуют ряд правил:

• степень окисления элемента в простых веществах равна нулю;

• алгебраическая сумма степеней окисления элементов в составе химического соединения равна заряду соединения – нулю в нейтральных соединениях (Na⁺₂S⁺⁶O^-2₄ – [2(+1) + (+6) + 4(-2) = 0]) и величине заряда сложного иона ([S⁺⁶O^-2₄]^2- - [(+6) + 4(-2) = -2]);

• степень окисления фтора во всех соединениях (-1);

• за исключением солеобразных гидридов активных металлов (NaH, CaH₂ и др.), в которых сте­пень окис­ления водорода равна –1, степень окисле­ния водорода в соединениях равна +1;

• степень окисления кислорода в большинстве соединений –2. Исключение сос­тавляют: соединения со связью -О-О- - пероксиды (Na⁺₂O^-₂, Ca⁺²O^-₂), надпероксиды (Cs⁺O^-1/2₂) и озониды (K⁺O^-1/3₃), соединения с фто­ром (O⁺²F^-₂);

• степень окисления элементов главных подгрупп I, II и III (за исключением таллия Tl) группы пери­о­ди­чес­кой системы постоянна и равна номеру груп­пы: +1, +2, +3 соот­вет­ствен­но; таллий, наряду со степенью окисления +3, об­ра­зует также соединения со степенью окисления +1: Tl⁺³F^-₃ и Tl⁺F^-;

• переменные степени окисления элементов главных подгрупп IV, V, VI и VII группы хорошо согла­су­ют­ся с «менделеевским пра­ви­­лом (N-2) или четнос­ти, нечетности» – для элементов четных групп наи­бо­лее характерны соеди­не­ния с четными степенями окисления, а для элемен­тов нечетных групп – со­е­динения с нечетными степенями окисления; таким об­разом, для элемен­тов главных подгрупп IV, V, VI и VII наиболее харак­тер­­ные степени окис­ле­ния являются: высшая положительная, совпадающая с номером группы N (за исключением фтора и кислорода), промежуточные – (N-2), (N-4), (N-6) и низ­шая отрицательная степень окисления, равная (N-8);

• степень окисления элементов побочных подгрупп III и II (за исключением рту­­ти) группы постоянна и равна номеру группы N - +3 и +2 соответственно; ртуть, наряду со сте­пенью окисления +2 , образует соединения, содержащие ка­тион Hg₂²⁺ с фор­маль­ной степенью окисления +1;

• элементы побочных подгрупп I (за исключением серебра с постоянной сте­пенью окисления +1) , IV, V, VI и VII групп характеризуются пере­мен­ными по­ложительными степенями окисления, не согласующимися с «менде­леев­ским правилом»; для элементов IV, V, VI и VII груп­пы выс­шая степень окис­ления совпадает с номером груп­пы N; наиболее часто встречающиеся на прак­тике соединения элементов побочных подгрупп характеризуются следу­ю­щими степенями окисления: Cu (+1, +2), Au (+1,+3), Ti (+2, +4), V (+2, +3, +4, +5), Cr (+2, +3, +6), Mn (+2, +4, +6, +7), Fe (+2, +3), Co (+2, +3), Ni (+2).

Упражнения:

15. Какие элементы периодической системы имеют постоянные степени окис­ле­ния в соединениях?

16. В чем заключается менделеевское правило «четности» или «N-2»? Ка­кие степени окисления наиболее характерны для р-элементов IV-VII групп?

17. Чему равна высшая степень окисления элементов побочных подгрупп II-VII группы?

18. Приведите наиболее характерные степени окисления следующих элементов: Fe, Co, Ni, Cr, Mn, Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg.

19. Какие степени окисления имеют элементы в следующих соединениях: O₃, OsO₄, N₂O, NiO, Na₂O₂, OF₂, PbO₂, Pb₃O₄, Na₂S₂O₇, Na₂S₂O₈, LiH₂PO₄, K₃PO₄, (NH₄)₂Cr₂O₇, KPHO₃, BaH₂, Al(OH)₂Cl, Hg₂(NO₃)₂, HIO₄, Ba(H₃IO₆), Ca(IO₃)₂, Mg(IO₂)₂, Ca(IO)₂, CaCl(ClO).

18. Систематические и спе­циальные названия одноэлементных ионов.

Систематические названия одноэлементных катионов Э^z+ образу­ют­ся из слова «ка­ти­он» и русского названия элемента в родительном па­де­же с указа­ни­ем (для элемен­тов с переменной степенью окисления) рим­с­кими цифрами в круглых скобках его за­ря­да: Fe²⁺ катион железа (II) (читается: катион железа-два), Fe³⁺ катион железа (III), Са²⁺ катион кальция.

Для многоатомных катионов с помощью числовых приставок указывают чис­ло атомов в составе катиона, а его заряд указы­ва­ют в круглых скобках араб­с­кими цифрами со знаком «+»: Hg₂²⁺ катион диртути (2+) (чи­тается: катион ди­рту­­ти-два-плюс). Для катиона О₂⁺, наряду с систематическим наз­ва­нием – ка­ти­он ди­кис­­лорода (+1), допускается использование специального названия – кати­он ди­ок­­си­­ге­нила.

Систематическое название одноэлементных анионов составляются из корня рус­­ско­го, или латинского (табл.) названия элемента и окончания –ид с добав­ле­ни­ем через дефис слова «ион»: Н^- гидрид-ион, Cl^- хлорид-ион, О^2- оксид-ион, N^3- нитрид-ион. В тек­с­те допускается называть анионы с помощью прилага­тель­­ных: Cl^- - хлоридный ион.

Для многоатомных анионов с помощью число­вых приставок указывают чис­ло ато­мов элемента и в круглых скобках арабскими цифрами со знаком «-« об­щий заряд иона: S₂^2- дисульфид(2-)-ион (читается: дисульфид-два-минус-ион), I₃^- трииодид(1-)-ион. Для распространенных многоэлементных анионов допус­ка­ется использование специальных названий: C₂^2- ацетиленид-, N₃^- азид-, О₃^- озо­нид-, О₂^- надпероксид-, О₂^2- пероксид-ион.

Упражнения:

20. Приведите систематические названия ионов: Cr³⁺, Ca²⁺, Hg²⁺, S₈²⁺, H^-, Cl^-, O^2-N^3-, I₃^-, S₂^2-.

21. Приведите систематические и специальные названия ионов: C₂^2-, N₃^-, O₃^-, O₂^2-, O₂^-.

18. Систематические и специальные названия бинарных соединений.

Всоответствии с русским литературным языком название любого слож­­­ного ве­щест­ва согласно его формуле читаетсясправа на­ле­во¹: вначале назы­ва­ет­ся электро­от­ри­цательная составляющая (услов­ный ани­он) формулы в имени­тель­ном падеже, а за­тем – электропо­ложи­тель­ная сос­тав­ляющая (условный катион) в родительном па­деже.

Систематические названия бинарных соединений образуются из латинского корня названия наиболее электроотрицательного элемента с суффиксом –ид и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже. Одним из способов образования названий бинарных соединений является способ с применением латинских числовых приставок:

AsCl₃ - трихлорид мышьяка, Sb₂S₅ - пентасульфид дисурьмы,

Na₃N - нитрид три­нат­рия, Tl₂O - оксид диталлия,

Hg₂Cl₂ - дихлорид диртути, Na₂S₂ - дисульфид динатрия.

Вторым, допускаемым правилами ИЮПАК, способом образования систе­ма­ти­чес­ко­го названия сложных соединений является метод Штока. Если менее электроотрицательный элемент может находиться в различных степенях окисления, то степень окисления указывается в скобках римскими цифрами; при этом предполагается, что заряд ани­о­на оче­виден:

AsCl₃ - хлорид мышьяка (III), Sb₂S₅ - сульфид сурьмы (V),

Na₃N - нитрид натрия, Tl₂O - оксид таллия (I),

Hg₂Cl₂ - хлорид ртути (I), Na₂S₂ - дисульфид натрия.

Следует отметить, что, не­смотря на лаконичность, метод Штока не является уни­вер­саль­ным. Его ис­поль­зование практически невозможно для соединений с кратными стехиомет­ри­чес­ки­ми соотношениями между составляющими (2:2, 2:4 и т.д.), пос­коль­ку в этом слу­чае метод Штока не дает адекватного соответствия между молекулярной фор­мулой соединения и его названием. Например, название хлорид ртути (I) от­вечает простейшей формуле HgCl, а не молекулярной – Hg₂Cl₂.

В обоих методах многоатомные анионы, имеющие спе­ци­­аль­ные названия, сохраняют их в систематических названиях соединений: CaC₂ - ацети­ли­нид каль­ция, PbN₃ - азид свинца (II), RbO₃ - озонид рубидия, MgO₂ - пероксид магния, KO₂ - надпероксид калия.

Исключением из правил, используемых для образования систематических наз­ваний бинарных соединений, являются водородные соединения р-эле­мен­тов IV-VII группы, а также бора. Водородные соединения галогенов и халь­ко­ге­нов, прояв­ля­ю­шие свойства кислот, называют по прави­лам для бескисло­род­ных кис­­лот: название образуется из русского названия элемен­та с добавлением сое­ди­­ни­тель­ной гласной –о- и окончания «водород»: HCl хло­ро­водород, H₂S серо­во­дород (для H₂O используется специальной название «вода»). Для боль­шин­с­т­ва водородных со­единений р-элемен­тов V и IV груп­пы, а также бора приме­ня­ют специальные на­зва­ния с суффиксами –ан и –ин: SiH₄ - силан, Si₂H₆ - дисилан, Si₃H₈ - трисилан, GeH₄ - герман, SnH₄ - станнан, PbH₄ - плюмбан, PH₃ - фос­фин, P₂H₆ - ди­фосфин, AsH₃ - арсин, SbH₃ - стибин, BiH₃ - висмутин, B₂H₆ - диборан, B₄H₁₀ - тетраборан. Водородные со­е­ди­нения азота име­ют исторически сло­жившиеся спе­циальные названия: NH₃ - аммиак, N₂H₄ - гидразин, HN₃ - азидо­во­до­род. Водо­род­ные соединения углерода называют по специ­аль­ным правилам для орга­ни­ческих соединений.

Упражнения:

22. Приведите систематические названия соединений: CaH₂, Al₂O₃, Fe₂O₃, Na₂S, SF₆, SeO₂, K₃N, Mg₃P₂, FeSe₂, Al₂Cl₆, SiC, Si₃N₄, S₂I₂, OF₂.

23. Приведите систематические и специальные названия соединений: NaN₃, CaC₂, K₂O₂, CsO₂, RbO₃.

24. Приведите специальные названия соединений: HF, PH₃, N₂H₄, HI, HN₃, H₂Se, SiH₄, H₂Te, As₂H₄, B₂H₆.

18. Функциональная классификация сложных неорганических соединений

Традиционно по химическим свойствам среди основных классов не­ор­­га­ни­чес­ких соединений выделяют оксиды, гидроксиды, бес­кис­ло­род­ные кислоты, соли и галогенан­гид­ри­ды (см. схему 2):

Упражнения:

25. Приведите примеры химических соединений, относящихся к раз­лич­ным функциональным классам сложных неорганических соеди­не­ний: несолеобразующий оксид, основной оксид, амфотерный оксид, кислотный оксид, основной гидроксид (основание), амфотерный гидроксид, кислотный гидроксид (оксокислота), галогенангидрид, бескислородная кис­лота, средняя соль, основная соль, кислая соль, двойная соль, смешанная соль.

Схема 2. Основные классы сложных неорганических соединений.

1. Оксиды.

Оксидами называются бинарные соединения элементов с кисло­ро­дом в степени окис­ления –2. Характерной особенностью строения ок­си­дов является наличие в них толь­ко одного типа химической связи: эле­мент-кислород. В со­от­ветствии с формаль­ны­ми степенями окисления элемента (Э^я+, z = 1-8) и кислорода О^2- возможно образо­ва­ние оксидов с простейшими формулами: Э₂О, ЭО, Э₂О₃, ЭО₂, Э₂О₅. ЭО₃, Э₂О₇, ЭО₄. Истинные молеку­ляр­ные формулы оксидов соответствуют целому числу струк­турных единиц, оп­ре­де­ляемых простейшей формулой. Например, мо­лекулярная формула ок­си­да фос­фора (V) P₄O₁₀ соответствует его удвоенной прос­тей­шей формуле P₂O₅. В гра­­фических формулах оксидов число химических связей, об­разуемых каж­дым ато­мом химического элемента, принимается равным его фор­мальной степени окис­­ления. Каждый атом кислорода может образовывать две хи­ми­чес­кие связи либо не­пос­ред­ственно с одним атомом элемента, либо, выступая в ка­чест­ве «мос­ти­ко­вого ато­ма», по одной связи с двумя атомами элемента. Важно отме­тить, что в оксиды характе­ри­зу­ются наличием не более одного мостикового атома кислорода между двумя ато­ма­ми химических элементов. Это пока­зы­ва­ет, что бинар­ные соединения с кислоро­дом, характеризующиеся наличием двух и более мости­ко­вых атомов кислорода, к ок­си­дам не относятся. Например, как видно из графических формул:

Pb₂O₃ (PbOPbO₂), Pb₃O₄ (2PbOPbO₂), называемые ранее смешанными оксидами, сле­ду­ет рассматривать как свинцовые соли метасвинцовой (H₂PbO₃) и ортосвинцовой (H₄PbO₄) кислот.

Характерной особенностью строения пероксидов является наличие в их струк­турах кислородной группировки из O₂^2- с непосредственной химической связью между дву­мя атомами кислорода {-O-O-} – например, Na₂O₂, BaO₂. В связи с этим, несмотря на формальное подобие мо­ле­ку­­ляр­ных формул ЭО₂, BaO₂ относится к пероксидам, а PbO₂ – к оксидам.

Систематические названия оксидов и пероксидов обра­зу­ют­ся в соответствии с общими правилами для названий бинарных соединений. Названия складываются из сло­ва оксид (пероксид) и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

Na₂O - оксид натрия, Fe₂O₃ - оксид железа (III),

H₂O₂ - пероксид водорода, BaO₂ – пероксид бария.

Либо в названиях оксидов используются латинские числовые приставки:

Na₂O - оксид динатрия, Fe₂O₃ - триоксид дижелеза.

Некоторые оксиды и пероксиды имеют тривиа­ль­ные названия (при­ложение 2.), используемые в основном в технической литера­ту­ре.

В зависимости от способности оксидов к образованию солей при взаимо­дейс­твию с кислотами, кислотными оксидами, или основаниями и основными ок­сидами, они под­разделяются на солеобразующие и несолеобразующие (CO, NO, N₂O) оксиды. Со­ле­об­разующие оксиды подразделяются на основные, амфотер­ные и кислотные:

:

Схема 3. Классификация солеобразующих оксидов.

Основные оксиды с преимущественно ионным характером химической связи Э-О об­разуют прочные ионные кристаллические решетки с высокими темпера­ту­рами ки­пе­ния и плав­ления. В результате этого при нормальных условиях они существуют в ви­де твер­дых кристаллических веществ. Такие оксиды образуют на­именее электроот­ри­­ца­­тель­ные элементы периодической системы с отно­си­тель­но низкой сте­пенью окис­ления – например, катионы щелочных и щелочно­зе­мельных ме­тал­лов, ряд переходных металлов в низких степенях окисления.

Для кислотных оксидов с преимущественно ковалентным характером связи Э-О ха­рактерны менее прочные молекулярные кристаллические решетки с от­но­си­тельно низкими температурами кипения и плавления. Как следствие этого, типичные кис­лот­ные оксиды при нормальных условиях являются газами – CO₂, SO₂, летучими жид­кос­тя­ми, или лекгоплавкими твердыми веществами – (SO₃)₃ (t_кип. = 44,8 ^оС, t_пл. = 16,8 ^оС). Кислотные оксиды образуют электроотри­ца­тель­ные химические элементы (неметаллы или переходные металлы с высокой степенью окисления).

Амфотерные оксиды характеризуются ионно-ковалентным характером хи­ми­ческой связи Э-О и в основном образуют полимерные структуры. При нор­маль­ных условиях это твердые вещества. Образованию амфотерных оксидов спо­собствует как проме­жу­точ­ное значение относительной электроотрица­тель­нос­ти химического элемента, так и средние значения его степени окисления. На­пример, увеличение степени окисления хро­ма: Сr²⁺Cr³⁺Cr⁶⁺ приводит к ос­лаблению степени ионности и усилению кова­лен­т­ности связи Cr-O в оксидах и, как следствие этого, к закономерному переходу от основного оксида CrO к амфотерному Cr₂O₃ и кислотному оксиду CrO₃

В соответствии с характером химической связи основные и кислотные ок­си­ды вза­и­модействуют с водой с образованием соответствующих основных и кис­лотных гид­рок­сидов – оснований и кислородсодержащих кислот (оксокислот):

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

SO₃ + H₂О = Н₂SO₄ {SO₂(OH)₂)}

Взаимодействие основных оксидов с кислотами, а кислотных оксидов с осно­ва­ни­ями сопровождается образованием соли и воды:

BaO + 2HCl = BaCl₂ + H₂O

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Различный характер химической связи Э-О в кислотных и основных оксидах оп­ре­де­ля­ет эффективное взаимодействие их между собой с образование ок­со­со­лей: BaO + SO₃ = BaSO₄

Кислотно-основные свойства амфотерных оксидов выражены значительно сла­бее. С водой большинство амфотерных оксидов практически не взаимо­дейс­т­вуют. Их кис­лот­но-ос­новная двойственность проявляется при взаимо­дейс­т­вии с сильными основа­ни­ями и кислотами, а также с типично основными и кис­лотными оксидами:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO + 2NaOH (сплав) = Na₂ZnO₂ + H₂O

ZnO + SO₃ = ZnSO₄

ZnO + Na₂O (сплав) = Na₂ZnO₂

Следует отметить, что образование оксосолей на основе амфотерных оксидов про­ис­хо­дит только в расплавах. В водных растворах продуктами их взаимо­дейс­твия с ос­но­ваниями являются соли, содержащие в качестве аниона гидрок­со­комплексы.

Упражнения:

26. Приведите систематические названия оксидов, распределите оксиды по классам: K₂O, BeO, Al₂O₃, OsO₄, CO, CO₂, ZnO, N₂O, NiO, N₂O₅, Cr₂O₃, CrO₃, Mn₂O₇. Какие из данных оксидов будут вступать в реакцию: а) с соляной кислотой, б) с гидроксидом натрия, в) и с соляной кислотой, и с гидроксидом натрия; записать уравнения химических реакций.

27. Указать, какая из приведенных графических формул отвечает оксиду Mn (VII) и почему:

28. Приведите молекулярные и графические формулы оксидов: маг­ния, алюминия, азота (IV), азота (I), фосфора (V), серы (VI), хлора (VII), марган­ца (VII), хрома (III). Приведите реакции гидратации (взаимодействия с водой) этих оксидов.

29. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов: CrO₃, TeO₃, Сl₂O₃, NO₂, SeO₂.

30. Приведите графические формулы, отражающие молекулярный состав окси­дов фос­фора(III) P₄O₆ и фосфора(V) P₄O₁₀.

31. На основании структурных формул объясните, какие из приведенных би­нар­ных кислородных соединений относятся к оксидам:

32. Приведите реакции, демонстрирующих кислотно-основные свойс­т­­ва окси­дов: Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇, CrO, Cr₂O₃, CrO₃.

2. Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).

Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие груп­пи­ровку OH^-, кото­рая связана через атом кислорода одинарной хими­чес­кой связью с различными хими­чес­кими элементами. Подобно окси­дам, в зависимости от ха­рактера химической свя­зи Э-ОН, гид­рок­си­ды подраз­де­ляют­ся на основные (основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH)₂, Ba(OH)₂, Cr(OH)₂) с преиму­щес­т­вен­но ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH)₂, B(OH)₃), Zn(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃) с ион­но-ко­ва­лент­ным типом свя­зи и кис­лот­ные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO₂(OH)HNO₃, PO(OH)₃H₃PO₄, SO₂(OH)₂H₂SO₄, Te(OH)₆H₆TeO₆), ClO₃(OH)HClO₄, MnO₂(OH)₂H₂MnO₄, MnO₃(OH)HMnO₄) с преиму­щес­т­­вен­­но ковалент­ной связью.

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH)₂), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH)₂, Cr(OH)₂) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH)₂), дис­со­циация которых протекает частично:

NaOH  Na⁺ + OH^-, Fe(OH)₂  Fe²⁺ + 2OH^-

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H₃O⁺, которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H⁺. Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO₃, HClO₄), средней силы (HAsO₃, HClO₂) и слабые (HClO, H₅IO₆) кислоты:

HNO₃ + H₂O  H₃O⁺ + NO₃^- (HNO₃  H⁺ + NO₃^-)

HClO + H₂O H₃O⁺ + ClO^- (HClO  H⁺ + ClO^-)

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO₄>HCl>H₂SO₄>HMnO₄>HNO₃│>H₂Cr₂O₇>H₂CrO₄>H₂SO₃>H₃PO₄>HF│

Слабые

> HNO₂ > HCOOH > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > HClO > HCN > H₃BO₃ > H₂SiO₃

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

OH^- + I⁺  I(OH), HIO  IO^- + H⁺

2OH^- + Zn²⁺ Zn(OH)₂ + 2H₂O  [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

NaOH (Na + OH^-) + HNO₃ (H⁺ + NO₃^-) = NaNO₃ (Na⁺ + NO₃^-) + H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

I(OH) + HClO₄ = IClO₄ + H₂O

HIO + NaOH = NaIO + H₂O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Al(OH)_3 + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

Al(OH)_3 + NaOH (расплав) = NaAlO₂ + 2Н₂О

В зависимости от числа OH^- группировок, содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO₃), двух- (H₂SO₄), трех- (H₃PO₄) и т.д. основ­ные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH)₂), трех- (Al(OH)₃) кислотные основания.

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами.

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

NaOH – гид­рок­сид натрия, Ca(OH)₂ -гид­роксид кальция,

TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH)₃ –гидрок­сид железа (III).

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH₄OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH₃H₂O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N₂H₄ и гидроксил­а­ми­на NH₂OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N₂H₄H₂O – гидрат гидразина и NH₂OHH₂O – гидрат гидроксиламина.

Упражнения:

33. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH)₂, Cu(OH)₂, Cd(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃. Приведите формулы соответствующих им оксидов.

34. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

35. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота. Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H₂CO₃ на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окис­ления элемента N название кислоты образуется добав­ле­ни­ем к названию бол­ь­шин­­ства элементов окончаний: -ная, -евая и –овая. Для мышьяка и сурьмы по пра­ви­лам рус­ско­го языка используются окончания -янная и –яная. Название кислот со сте­пенью окисления элемента N-2 образу­ет­ся в основном образуется с помощью окон­­чания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая, -овистая и – янистая). Кис­ло­ты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, име­ют окончания –новатистая. Для фосфористой H₂PHO₃ и фосфорноватистой HPH₂O₂ кис­лот, характе­ри­зу­ю­щих­ся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, ре­комен­ду­ет­ся использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот, в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета-.

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

N	Эz+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
III	B3+	-ная	H3BO3 ортоборная, HBO2 метаборная,H2B4O7 тетраборная
	Al3+	-евая	H3AlO3 ортоалюминиевая, HАlO2 метаалюминевая
IV	C4+	-ная	H2CO3 угольная
	Si4+	-евая	H4SiO4 ортокремниевая, H2SiO3 метакремниевая
	Ge4+	-евая	H4GeO4 ортогерманиевая, H2GeO3 метагерманиевая
	Sn4+	-янная	H4SnO4 ортооловянная, H2SnO3 метаоловянная
V	N5+	-ная	HNO3 азотная
	P5+	-ная	H3PO4 ортофосфорная, HPO3 метафосфорная, H4P2O7 дифосфорная, H5P3O10 трифосфорная
	As5+	-овая	H3AsO4 ортомышьяковая, HasO3 метамышьяковая
	Sb5+	-яная	H3SbO4 ортосурьмяная, HSbO3 метасурьмяная
VI	S6+	-ная	H2SO4 серная, H2S2O7 дисерная
	Se6+	-овая	H2SeO4 селеновая
	Te6+	-овая	H6TeO6 ортотеллуровая, H2TeO4 метателлуровая
Степень окисления элемента N-2
V	N3+	-истая	HNO2 азотистая
	P3+	-истая	H2PHO3 фосфористая (фосфоновая)
	As3+	-овистая	H3AsO3 ортомышьяковистая, HasO2 метамышьяковистая
	Sb3+	-янистая	H3SbO3 ортосурьмянистая, HSbO2 метасурьмянистая
VI	S4+	-нистая	H2SO3 сернистая
	Se4+	-истая	H2SeO3 селенистая
	Te4+	-истая	H2TeO3 теллуристая
Степень окисления элемента N-4
V	N+	-новатистая		H2N2O2 азотноватистая
	P+	-новатистая		HPH2O2 фосфорноватистая (фосфиновая)

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N, также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная. Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая, а окон­ча­ние –истая применяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4. Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая.

Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элемен­тов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окис­­ления d-металлов, об­ра­­зующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются но­мером группы N и традиционные названия их оксокислот об­ра­зу­ются подобно р-эле­ментам c по­мощью окончаний – овая, -евая: H₄TiO₄ ти­та­новая, H₃VO₄ ванадиевая, H₂CrO₄ хро­мо­вая, H₂Cr₂O₇ дихромовая, HMnO₄ мар­ганцевая. Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окис­ления металла рекомендуется ис­пользовать систематические названия, образо­ван­ные по прави­лам для комп­лек­сных соединений.

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

N	Эz+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
VII	Cl7+	-ная	HClO4 хлорная
	Br7+		HBrO4 бромная
	I7+		H5IO6 ортоиодная, HIO4 метаиодная
Степень окисления элемента N-2
VII	Cl5+	-новатая	HClO3 хлорноватая
	Br5+		HBrO3 бромноватая
	I5+		HIO3 иодноватая
Степень окисления элемента N-4
VII	Cl3+	-истая	HClO2 хлористая
	Br3+		HBrO2 бромистая
	I3+		HIO2 иодистая
Степень окисления элемента N-6
VII	Cl+	-оватистая	HClO хлорноватистая
	Br+		HBrO бромноватистая
	I+		HIO иодноватистая

Упражнения:

36. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H₂SO₄, H₂S₂O₇, HNO₃, HNO₂, H₃PO₄, HPO₃, H₄P₂O₇, H₂PHO₃, HPH₂O₂, HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄, H₅IO₆, HMnO₄, H₂Cr₂O₇.

37. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

38. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

39. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H₃BO₃, HMnO₄, H₂S₂O₇, HNO₂, H₃PO₄, H₂WO₄, H₃AsO₃, H₂CrO₄. Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

40. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH)₂, CaCO₃, Cu, N₂O₅, Al(OH)₃, Na₂SiO₃, BaO? Напишите уравнения реакций.

41. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P₄O₁₀, SeO₃, N₂O₃, NO₂, SO₂, As₂O₅.

42. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H₃PO₄HPO₃, H₃PO₄H₄P₂O₇, HPO₃H₃PO₄, HPO₃H₄P₂O₇, H₄P₂O₇HPO₃, H₄P₂O₇H₃PO₄.

3. Пероксокислоты.

Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- по­лу­чили груп­повое название пероксокислоты. Пероксидная группа в сос­­таве пероксо­кислот может замещать как атом кислорода в гидрок­сид­ной группировке, так и мостиковый кисло­род­ный атом, объеди­ня­ю­щий атомы элемента кислотооб­ра­зо­ва­те­ля в полиядерных кислотных гидрок­си­дах:

При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу за­к­лю­чать в круглые скобки и записывать в правой части фор­му­лы. Традиционные названия пер­ок­со­кислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением прис­тавки пероксо-. При наличии в составе пероксокислоты нес­кольких пероксид­ных группировок их количество указывается численной прис­тав­кой: ди-, три-, тетра- и т.д. Например: HNO₂(O₂) пероксоазотная кислота, H₃PO₂(O₂)₂ дипероксофосфорная кис­лота.

Упражнение:

43.Приведите традиционные названия и графические формулы следую­щих пероксо­кис­лот: H₃PO₂(O₂), H₄P₂O₆(O₂), H₃BO₂(O₂).

3. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.

Оксокислоты, в которых часть или все атомы кислорода замещены на атомы серы, называют тиокислотами. При записи формул тио­кис­лот рекомендуется серу поме­щать на последнее место справа - H₃PO₃S, H₃PO₂S₂, H₃POS₄, H₃PS₄:

Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответ­ствую­щей ок­со­кислоты с добавлением приставки тио-; при замещении двух и более ато­мов кис­ло­рода на атомы серы их количество указывается численными прис­тавками: ди-, три-, тетра- и т.д.

Оксокислоты общей формулы H₂(O₃S-S_n-SO₃) (n = 04) называют поли­ти­о­но­выми. Характерной особенностью их строения (за исключение H₂S₂O₆) яв­ля­ет­ся наличие мос­тиковых атомов серы, объединяющих две структурные {SO₃}-группировки:

В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непос­ред­с­т­вен­но атомами серы-кислотообразователями H₂(O₃S-SO₃). Традиционные назва­ния политио­но­вых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество ато­мов серы в составе и группового окончания –тионовая кислота.

Кислотные гидроксиды, в которых часть гидроксидных группировок или ато­мов кислорода замещена на другие атомы галогенов или -NH₂, =NH груп­пи­ровки, называют замещенными кислотами. Традиционные названия таких кис­лот образу­ют­ся от названия соответствующей оксокислоты с добавлением прис­­тав­ки, составлен­ной из названия замещающих атомов галогенов или групп (NH₂ – амид, NH – имид) и со­единительной гласной –о. В формулах таких кислот замещающие атомы или груп­пы помещают на последнее место.

По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кис­ло­та­ми:

HSO₃F - фторсульфоновая, HSO₃Cl - хлорсульфоновая,

HSO₃(NH₂) – амидосульфоновая, H₂S₂O₄(NH) - имидодисульфоновая кислота.

Упражнения:

44. Приведите традиционные названия замещенных оксокислот: HSeO₃F, HAsO₂Cl₂, H₂CS₃, H₃POS₃, H₂AsO₃(NH₂).

45. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосер­ная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, ди­­броммышьяковая, амидоугольная.

3. Бескислородные кислоты.

Водные растворы водородных соединений халькогенов (H₂S, H₂Se, H₂Te) и галоге­нов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN₃), в кото­рых роль электроотрицательных составля­ю­щих (анионов) играют группы атомов, об­ла­дающих галогенидоподобными свойс­т­вами, проявляют кислот­ные свойства и дис­со­циируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют се­мейство бескис­лород­ных кислот.

Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского наз­ва­ния элемента или специального названия псевдогалогенидной группи­ров­ки с добав­ле­нием соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота:

HF - фтороводородная кислота, H₂Te - теллуроводородная кис­лота,

HCN - ци­аново­дородная кислота, HNCS - тиоцианатоводородная кислота,

HN₃ - азидоводородная кислота (или азотисто­водо­род­ная кислота).

Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в хими­чес­кой прак­тике применяют и три­ви­альные названия (см. приложение 2):

HF - плавиковая кислота, HCl - соляная кис­лота,

HCN - синильная кис­лота, H₂S - сероводородная вода.

Упражнение:

46. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H₂S, HF, H₂Se.

47. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.

3. Галогенангидриды.

Галогенангидридаминазывают сложные вещества, которые можно рас­смат­ривать как продукты полного замещения гидроксидных груп­пи­ровок в моле­ку­лах оксо­кис­лот атомами галогенов. Таким образом, га­ло­генангидриды явля­ют­ся конечным чле­ном ряда последовательных превра­ще­ний оксокислоты при заме­ще­нии гидроксидных групп на атомы гало­ге­нов: ок­со­кислота  галогензамещенная оксокис­ло­та  галоген­ан­г­идрид. На­при­мер, POCl₃ является конечным членом ряда по­сле­довательного заме­ще­ния трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:

Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустой­чи­вых оксокислот – например, CCl₄ и PCl₅ формально являются хлор­ан­гидридами пол­ностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H₄CO₄ и фосфора (V) H₅PO₅, в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления эле­мента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, ли­бо атомы разных галогенов: POCl₃, POBrCl₂, POIBrCl.

В химической практике для галогенангидридов используют несколько ме­тодов пос­т­роения их названий:

• по правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с ис­поль­­зо­ва­нием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрица­тель­ных га­ло­­ге­нидных и оксидных ионов галогенангидрида:

PCl₃ - трихлорид фос­фора, PCl₅ - пен­тахлорид фосфора,

POCl₃ - трихлорид-оксид фосфора, POBrCl₂ - дихлорид-бро­мид-оксид фосфора;

• по правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с ука­зани­ем по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:

PCl₃ - хлорид фосфора (III), PCl₅ - хлорид фосфора (V);

• традиционные названия образуют с помощью числовых приставок, ука­зы­ва­ю­щих количество атомов галогенов, русского названия галогенов, окон­ча­ния – ангидрид и названия килоты в родительном падеже: PCl₃ - трихлор­ан­гид­рид фосфористой кис­ло­ты, POCl₃ - трихлорангидрид фосфорной кислоты, POBrCl₂ - дихлорброман­гид­рид фосфорной кислоты;

• для галогеннгидридов серной и сернистой кислоты допускается ограничен­ное ис­поль­зование специальных названий, в которых применяются специ­аль­ные назва­ния катионов: SO₂²⁺ - сульфурил и SO²⁺ - тионил:

SO₂Cl₂ - суль­фу­рилх­лорид, SO₂FCl - сульфурилхлоридфторид,

SOBr₂ - тионилбромид, SOF₂ - ти­онил­фторид.

Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффек­тив­ное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксо­кис­ло­ты:

PCl₅ + 3H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

POBrCl₂ + 3H₂O = H₃PO₄ + 2HCl + HBr

Упражнения:

48. Приведите систематические и традиционные названия гало­ген­ан­гид­ридов и напишите реакции их вза­и­мо­дейст­вия с водой: SbOCl, SeO₂F₂, NOBr, NO₂F₂, NF₃, AsOCl₂F, CO₂Cl₂, SOCl₂, SO₂Br₂.

49. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфу­рил­фторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.

3. Соли.

Соли являются одним из наиболее емких по числу химических со­е­ди­нений классов не­органических соединений. Они образуются в ре­зуль­тате самых раз­но­образных хи­ми­ческих процессов и, в частности, яв­ляются продуктами кис­лотно-основных реак­ций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э_nX_m и полиэлементных хи­ми­чес­ких соединений, харак­те­ри­зу­ю­щихся соответственно преи­му­щественно ионным и ковалентным харак­те­ром химической связи Э-Х (табл. 1.5).

Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.

Соединения		Реакция солеобразования
Основные	Кислотные
NaF	PF5	NaF + PF5 = Na[PF6]
Na2O	P2O5	3Na2O + P2O5 = 2Na3[PO4] Na2O + P2O5 = 2Na[PO3]
Na2S	P2S5	3Na2S + P2S5 = 2Na3[PS4] Na2S + P2S5 = 2Na[PS3]
Na3N	P3N5	Na3N + P3N5 = Na4[PN3]
NaH	AlH3	NaH + AlH3 = Na[AlH4]
NaOH	Al(OH)3	NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] NaOH + Al(OH)3 = Na[AlO2] + H2O
NaNO3	I(NO3)	NaNO3 + I(NO3) = Na[I(NO3)2]
NaOH	HNO3	NaOH + HNO3 = Na[NO3] + H2O
Al(OH)3	H3PO4	Al(OH)3 + H3PO4 = Al[PO4] + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H3PO4 = Al2[HPO4]3 + 6H2O Al(OH)3 + 3H3PO4 = Al[H2PO4]3 +3H2O 3Al(OH)3 + 2H3PO4 = (AlOH)3[PO4]2 + 6H2O 3Al(OH)3 + H3PO4 = {Al(OH)2}3[PO4] + 3H2O
NaOH + Ba(OH)2	H3PO4	NaOH + Ba(OH)2 + H3PO4 = (NaBa)[PO4] + 3H2O
Al(OH)3	H2SO4+ HNO3	Al(OH)3 + H2SO4 + HNO3 = Al[(SO4)NO3] + H2O

В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, яв­ля­ю­щи­е­ся производными исходных основных и кислотных соединений и име­ю­щих преи­му­щественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и раст­во­рах соли подвергаются процессу электролитической дис­со­ци­ации, приводящей к образованию катионов и анионов.

В зависимости от состава соли классифицируются по при­роде катионов и ани­онов:

• соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона ам­мо­­ния и металла ({(KAl)[SO₄]₂, {(NH₄)₂Fe}[SO₄]₂) называются двой­ны­ми солями, а соли со сложными ани­о­нами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO₄)NO₃]) – смешанными со­лями:

• в зависимости от того, анионы каких кислот входят в состав соли, выделяют: соли ок­сокислот и бескислородных кислот (Na₂SO₄ и Na₂S), а также соли различных за­мещенных оксокислот (Na₂S₂O₈, Na₂SO₃S, NaSO₃Cl и т.д.):

• cоли, в состав катионов которых входят гидроксидные группировки (Al(OH)[SO₄], {Al(OH)}₂[SO₄], Al(OH)₂Cl) и способные проявлять основные свойства за счет об­ра­зования OH^--ионов в резуль­тате процесса электролити­чес­кой диссоциации ка­ти­о­на – например:

Al(OH)SO₄Al(OH)²⁺ + SO₄^2-

Al(OH)²⁺  Al³⁺ + OH^-

назы­ва­ются ос­новными. Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­ного за­меще­ния гидроксидных групп в основных гидроксидах на груп­пи­ров­ки, яв­ля­ю­щиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескис­ло­родных кис­лот:

• со­ли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH₄)[HSO₄], NaHS) и спо­соб­ны про­яв­лять кислотные свойства за счет образования ионов гидрок­со­ния при элек­т­ро­ли­ти­чес­кой диссоциации аниона – например:

NaHS Na⁺ + HS^-, HS^-  H⁺ + S^2-

называются кис­лы­ми. Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­но­го замещения водорода в кислотах на катионы металла или ам­мо­ния:

• соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кис­лот­ные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними или нормальными.

Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют крис­тал­­ли­чес­кие ре­шет­ки, содер­жа­щие молекулы воды – например: CuSO₄5H₂O, Na₂SO₄10H₂O. Та­кие соли называются кристаллогидратами.

Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате ре­ак­ций нейтрализации при раз­личных соотношениях многосновных кислот и мно­гокислот­ных оснований и легко пе­ре­ходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H₂PO₄)₃ + Al(OH)₃ = Al₂(HPO₄)₃ + 3H₂O

Al₂(HPO₄)₃ + Al(OH)₃ = 3AlPO₄ + 3H₂O

2AlPO₄ + Al(OH)₃ = (AlOH)₃(PO₄)₂

(AlOH)₃(PO₄)₂ + 3Al(OH)₃ = 2{Al(OH)₂}₃PO₄

{Al(OH)₂}₃PO₄ + H₃PO₄ = (AlOH)₃(PO₄)₂ + 3H₂O

(AlOH)₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = 3AlPO₄ + 3H₂O

2AlPO₄ + H₃PO₄ = Al₂(HPO₄)₃

Al₂(HPO₄)₃ + H₃PO₄ = 2Al(H₂PO₄)₃

Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по об­щим правилам для бинарных соединений:

Na₂S - сульфид натрия, FeCl₃ - хло­рид железа (III) (трихлорид железа),

Cu(CN)₂ - цианид меди (II), AgCNS - тиоцианат серебра.

Систематические названия солей ок­сокислот и их производ­ных образуются по правилам номенклатуры для ком­п­лексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в хи­мической практике для наиболее распространенных солей ок­со­кислот широко используют тра­ди­ционные на­з­вания.

Традиционные названия солей состоят из названий анионов и катионов. На­з­ва­ние анионов средних солей распространенных оксокислот строится из кор­ней русских или латинских (Табл. 1.) названий кислотообразующих элементов с со­ответ­ству­ю­щи­ми окончаниями и приставками в зависимости от их степени окисления (Табл. 6, 7) и через дефис групповым словом –ион. Для р-эле­мен­тов III-VI группы в высшей степени окисления в названии анионов ис­поль­зуют окончание –ат, в более низкой степени (N-2) – суффикс –ит и для N⁺ и P⁺ - пристаку гипо- и окончание –ит.

Для га­ло­генов в степени окисления +7 в названии анионов используют прис­тав­ку пер- и окон­чание –ат; для степеней окисления: +5 – окончание -ат, +3 – окон­­чание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо- и окончание –ит.

Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии ок­со­кис­лот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.

Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются сис­те­ма­ти­ческие названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в хими­чес­кой практике применяют традиционные названия.

В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из на­зва­ния аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в роди­тель­ном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):

Fe₂(S₂O₇) - дисульфат железа (III), Na₃PO₄ - орто­фос­фат натрия,

Ba₅(IO₆) - ортопериодат бария, NiSeO₃ - селенит никеля (II),

NaPH₂O₂ - ги­по­фос­фит натрия, KMnO₄ - перманганат калия.

­Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.

N	Эz+	Приставка/окончание	Анион, название-ион
Высшая степень окисления N
VI	S6+	/-ат	SO42- сульфат-, S2O72- дисульфат-
	Se6+		SeO42- селенат-
Te6+	TeO42- метателлурат-, TeO66- ортотеллурат-
V	N5+		NO3- нитрат-
	P5+		PO43- ортофосфат-, PO3- метафосфат-, P2O74- дифосфат-
	As5+		AsO43- ортоарсенат-, AsO3- метаарсенат-
Sb5+	SbO43- ортоантимонат-
Bi5+	BiO3- висмутат-
IV	C4+	CO32- карбонат-
	Si4+	SiO32- силикат-
	Ge4+	GeO32- германат-
Sn4+	SnO32- станнат-
Pb4+	PbO44- ортоплюмбат-, PbO32- метаплюмбат-
III	B3+	BO33- ортоборат-, BO2- метаборат-, B2O74- диборат-
Al3+	AlO2- метаалюминат-
Степень окисления N-2
VI	S4+	/-ит	SO32- сульфит-, S2O52- дисульфит-
	Se4+		SeO32- селенит-
Te4+	TeO32- теллурит-
V	N3+		NO2- нитрит-
	P3+	PHO32- фосфит- (фосфонат-)
As3+	AsO33- ортоарсенит-, AsO2- метаарсенит-
Sb3+	SbO33- ортоантимонит-, SbO2- метаантимонит-
Степень окисления N-4
V	N+	Гипо-/-ит	N2O22- гипонитрит-
	P+	PH2O2- гипофосфит- (фосфинат-)

Таблица 7. Традиционные названия оксоанионов p-элементов VII группы.

Приставка/окончание	Анион, название-ион
Высшая степень окисления +7
Пер-/ат-	ClO4- перхлорат-, BrO4- пербромат-, IO65- ортопериодат-, IO4- метапериодат
Степень окисления +5
-/ат-	ClO3- хлорат-, BrO3- бромат-, IO3- иодат-
Степень окисления +3
-/ит-	ClO2- хлорит-, BrO2- бромит-, IO2- иодит-
Степень окисления +1
Гипо-/ит-	ClO- гипохлорит-, BrO- гипобромит-, IO- гипоиодит-

Таблица 8. Традиционные названия оксоанионов d-элементов.

Группа	Элемент	Анион, название-ион
III	Sc3+	ScO2- скандиат-
IV	Ti4+, Zr4+, Hf4+	TiO44- ортотитанат-, TiO32- метатитанат-, ZrO44- ортоцирконатат-, ZrO32- мецирконат-, HfO44- ортогафниат-, HfO32- мегафниат-
V	V5+, Nb5+, Ta5+	VO3- ванадат-, NbO3- ниобат-, TaO3- танталат-
VI	Cr6+, Mo6+, W6+	CrO42- хромат-, Cr2O72- дихромат-, MoO42- молибдат-, WO42- вольфрамат-
Cr3+	CrO2- хромит-
VII	Mn+7, Tc7+, Re7+	MnO4- перманганат-, TcO4- пертехнеат-, ReO4- перренат-
	Mn6+	MnO42- манганат-
Mn4+	MnO44- ортоманганит-, MnO32- метаманганит-
VIII	Fe6+, Ru6+	FeO42- феррат-, RuO42- рутенат-
Fe3+	FeO2- феррит-
I	Сu3+	СuO2- купрат-
II	Zn2+	ZnO22- цинкат-

При традиционном названии двойных и смешанных солей, входящие в их сос­тав ка­тионы и анионы последовательно перечисляются:

KAl(SO₄)₂ - сульфат алюминия-калия, Сa(ClO)Cl - хло­рид-гипохлорит кальция.

Тривиальные назва­ния солей, исполь­зу­емые в тех­нической литературе, при­ве­дены в приложении 2.

Традиционные названия солей замещенных оксокислот содержат специальные прис­тав­ки, указывающие природу замещающей группировки:

- пероксо- для солей пероксо­кислот (NaSO₃(O₂) - пероксосульфат натрия, BaS₂O₆(O₂) - перок­со­ди­сульфат бария);

- тио- для солей тиокислот (K₃PO₃S - тиофосфат калия, BaSO₃S - тиосульфат бария, Na₃PO₂S₂ - дитиофосфат натрия, Na₃PS₄ - тетратиофосфат нат­рия);

- галогено-, амидо-, имидо-, селено- и т.д. для соответствующих солей замещенных кис­лот (ZnSeO₂F₂ - дифтороселенат цинка, Na₂PO₃(NH₂) - амидофосфат натрия, Na₄P₂O₆(NH) - имидодифосфат натрия, Na₃PO₃Se - селенофосфат натрия);

- ис­тори­чес­ки в названии солей замещенной серной кислоты (как и для самих кислот) после приставки используют групповое название –сульфо­нат (KSO₃Cl - хлор­суль­фонат калия, Ba(SO₃F)₂ - фторсульфонат бария, NaSO₃(NH₂) - ами­до­сульфонат натрия);

- в традиционных названиях солей политионовых кислот используют груп­по­вое на­з­­вание -тионат c указанием числовыми приставками количества атомов се­ры (Na₂S₂O₆ - дитионат натрия, (NH₄)₂S₄O₆ - тетратионат аммония).

Кислые соли – традиционные названия кислых солей образуются из на­зва­ний со­от­ветствующих средних солей с добавлением к названию аниона прис­тав­ки гидро- и числительного ди-, три-, тетра- и т.д., указывающего число незамещенных атомов водорода в кислотном остатке:

KHSO₃ - гидросульфит калия, Fe(H₂P₂O₇) - дигидро­ди­фос­­фат железа (II), NaH₄IO₆ - тетрагидропериодат натрия, Ca(HS)₂ - гидросульфид каль­ция. Следует отметить, что, несмотря на на­ли­чие в составе солей фосфористой H₂PHO₃ и фосфорноватистой HPH₂O₂ кис­лот ато­мов водо­ро­да – Na₂PHO₃, NaPH₂O₂, данные со­ли являются средними (фос­фит и гипофосфит натрия), поскольку остав­ши­е­ся атомы во­дорода не за­ме­щаются на ка­ти­о­ны металла или аммония.

Основные соли – традиционные названия основных солей также образуют из наз­ва­ний средних солей с добавлением к названию аниона приставки гидроксо- и чис­ли­тель­ного ди-, три- и т.д., указывающего число незаме­щен­ных гидроксидных груп­пи­ро­вок в соответствующем основном гидроксиде: (FeOH)NO₃ - гидроксонитрат железа (II), {Al(OH)₂}₃AsO₄ - дигидроксоарсенат алюминия, (BaOH)Cl - гидроксохлорид бария.

Основные соли, содержащие две незамещенные гидроксидные группировки могут подвергаться (подобно мнокислотным основным гидроксидам) процессу дегид­рата­ции с образованием солей, содержащих оксокатионы:

Такие соли рекомендуется называть по типу соединений, содержащих ок­сид­ные O^2—ионы – например: SbOCl хлорид-оксид сурьмы, BiO(NO₃) нитрат-оксид висмута, UO₂SO₄ сульфат-диоксид урана. Од­на­­ко традиционно такие соедине­ния часто рас­смат­ри­вают как соли, содержащие ок­со­катионы металлов, кото­рые называют добав­ляя окончание –ил к русскому или латин­с­кому (Табл. I-1.) названию металла: SbO⁺ - ан­ти­монил (стибил), BiO⁺ - висмутил, CrO⁺ - хромил, UO₂²⁺ - ура­нил. Вследствие этого в хи­ми­чес­кой практике такие соли часто называют по ти­пу средних солей, используя соот­вет­ст­ву­ющие названия оксокатионов:

SbOCl - хлорид антимонила, BiO(NO₃) - нитрат висму­ти­ла,

UO₂SO₄ - сульфат уранила.

Кристаллогидраты солей – названия кристаллогидратов солей состоят из груп­по­во­го слова гидрат с приставкой ди, три, тетра и т.д., указывающей чис­ло молекул во­ды в составе соли, и традиционного или систематического названия соли: Pb(BrO₃)₂H₂O - гидрат бромата свинца (II), Mn(H₂PO₄)₂2H₂O - ди­гид­рат дигидрофосфа­та марганца (II), Na₂CO₃10H₂O - декагидрат карбоната нат­рия.

Упражнения:

50.Приведите традиционные названия средних оксосолей: FeSO₄, Fe₂(S₂O₇)₃, CoSO₃, K₂TeO₄, Na₆TeO₆, Hg₂(NO₃)₂, CsNO₂, Ca₃(PO₄)₂, Mg₂P₄O₇, NiBr₂, CaPHO₃, LiPH₂O₂, K₂CO₃, Na₃BO₃, PbPbO₃ (Pb₂O₃), Pb₂PbO₄ (Pb₃O₄), KBO₂, (CH₃COO)₂Pb, Na₂B₄O₇, K₂ZnO₂, Na₂CrO₄, K₂Cr₂O₇, Fe₂FeO₄ (Fe₃O₄), KMnO₄, K₂MnO₄, LiClO₄, NaClO₃, Mg(ClO₂)₂, KClO.

51.* Приведите традиционные названия солей замещенных оксокислот: K₂S₂O₈, Na₂S₂O₃, Mg(SO₃Cl)₂, K₂SeO₂F₂, K₂SO₃Br, Na₃PS₄.

52. Приведите молекулярные и графические формулы средних солей: пербро­мат калия, перхлорат магния, метапериодат цезия, перманганат калия, хлорит кальция, нитрит лития, бериллат натрия, бромид железа(II), ди­хромат аммония, ацетат натрия, манганат цезия, ортоар­се­нат цинка.

53.* Приведите молекулярные и графические формулы солей замещенных кислот: фторсульфонат натрия, тритиокарбонат бария, тиоортофосфат калия.

54. Приведите традиционные названия кислых и основных оксосолей: Na₂H₂P₂O₇, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, Ca(HSO₃)₂, Na₂H₃IO₆, [Al(OH)₂]SO₄, Fe(OH)NO₂, (CuOH)₂CO₃.

55.Написать реакции образования Mg₃(PO₄)₂, Ca(NO₃)₂ и Ba(ClO₄)₂ при взаимодействии: а) кислоты и основания, б) кислоты и основного оксида, в) кислотного и основного оксидов, г) кислотного оксида и основания.

56. Приведите молекулярные и графические формулы кислых и основных со­лей: дигидроарсенат хрома(III), гидросульфат железа(III), нитрит гидроксо­а­лю­миния, фосфит гидроксомагния.

57. Приведите традиционные названия и графические формулы солей, содер­жа­щих ок­сокатионы: UO₂(NO₃)₂, (BiO)SO₄, SbOClO₄.

58. Приведите традиционные названия и графические формулы смешанных и двой­ных солей: KAl(SO₄)₂, Ca(ClO)Cl.

59. Приведите традиционные названия кристаллогидратов: CuSO₄5H₂O, Na₂B₄O₇10H₂O, (СrO)₃AsO₄12H₂O.

60. Приведите систематические названия и графические формулы солей бескис­ло­род­ных кислот: Fe(HS)₂, Mg(OH)CN, [Al(OH)₂]₂Se, AsOCl.

61. Напишите уравнений реакций образования средних, кислых и основных со­лей в результате взаимодействия: а) гидроксида магния и угольной кислоты, б) гид­роксида алю­миния и ортофосфорной кислоты, в) гидроксида железа (III) и ­серной кислоты. Назовите продукты реакций и напишите их графические формулы.

62. Напишите уравнения реакций превращения следующих солей в средние соли, назовите исходные вещества и продукты реакций: [Al(OH)₂]₂SO₄, KH₂PO₄, NiOHBr, Na₂HAsO₄, Cr(OH)₂NO₃, Ca(HCO₃)₂.

63. Напишите уравнения реакций, протекающих между данными веществами в растворе: Al(H₂PO₄)₃ и Ba(OH)₂, Pb(CH₃COO)₂ и KI, FeS и HCl, K₂CrO₄ и BaCl₂, Fe(OH)SO₄ и NaOH, CrCl₃ и KOH (изб.).

64. Какие из перечисленных солей Al(OH)(NO₃)₂, K₃PO₄, NaHSO₄, CH₃COONH₄, NiOHCl, BaClBr, KAg(NO₃)₂ будут взаимодействовать: а) с KOH, б) H₂SO₄? Напишите уравнения возможных еакций, назовите исходные вещества и продукты реакций.

65. Осуществить следующие превращения, назвать продукты реакций:

a) Zn → ZnSO₄ → Zn(OH)₂ → ZnOHBr → ZnBr₂

↓ ↓

ZnO → Na₂ZnO₂ K₂[Zn(OH)₄] → ZnCl₂ → AgCl

б) S → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄ → NaHSO₄ → Na₂SO₄ → BaSO₄

↓ ↓ NH₃∙H₂O NH₃∙H₂O

Li₂SO₃ CuSO₄ → (CuOH)₂SO₄ → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

в) H₄P₂O₇ → P₄O₁₀ → Ca₃(PO₄)₂ → CaCl₂ → CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂

9. Основные положения координационной теории.

Основы теории координационных соединений были заложены в 1893 г. А. Вернером². В состав комплексного соединения входит коор­ди­национный центр – центральный ато­м или ион, называемый комплексообразователем, и не­посредственно вза­и­­мо­действующие с ним (ко­ор­динирующиеся вокруг него) другие струк­­турные эле­мен­ты (атомы, ионы, молекулы) – лиганды³. Одно из наиболее об­щих определений⁴ гла­сит - «координа­ци­он­ны­ми называются соединения, су­щест­вующие как в кристал­ли­ческом состоя­нии, так и в растворе, особенностью которых является на­личие цент­раль­ного атома (акцеп­то­ра электронов), окру­жен­ного лигандами (до­но­рами элект­ро­нов)”.

Совокупность цент­рального атома (иона) комплексообразователя и лигандов составляет внут­рен­нюю координационную сферу комплекса, которая и представляет собой собст­вен­но комплексную (координацион­ную) частицу, существующую при опреде­лен­ных условиях как единое целое. В зави­си­мости от соотношения зарядов ко­ординационного центра и лигандов комплексная частица может быть как нейт­ральной, так и положительно или отрицательно заря­жен­ной. Компенсация из­бы­точного отрицательного или положительного заряда комп­лекс­­ной частицы про­исходит в результате ее электростатического взаимодействия с противо­по­лож­но заряженными с катионами или анионами, которые образуют внеш­нюю сферу комплекса. Внутреннюю сферу комплекса при записи химической фор­му­­лы, как правило, отделяют от внешней квадратными скобками: K₄[Fe(CN)₆], [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, Na₂[SO₄], [NH₄]Cl. Следует отметить, что в фор­му­­лах час­то встречающихся солей, кислот квадратные скобки часто опус­ка­ют­ся. Однако с точки зрения координационной теории в этих со­единениях также можно выделить внут­рисферную и внеш­­несферную составляющие. Например, в суль­фате нат­рия внут­рен­нюю сферу образуют атом серы (гипо­те­ти­чес­кий ион S⁶⁺) и не­пос­редственно координированные к нему четыре эквива­лент­ных атома кисло­рода (ок­сидных O^2—иона), каждый из которых образует по од­ной -связи с серой и участ­ву­ет в образовании двух делокализованных по всей внутренней сфе­ре -свя­зей. Суммарный отрицательный заряд комплекса [SO₄]^2- компенсируется дву­мя катионами Na⁺, связанными с комплексным сульфат-ионом преиму­щест­вен­но ионной связью.

Принципиальным отличием внутрисферных лигандов и внеш­не­сферных час­тиц комп­лекса является с одной стороны отсутствие непосред­ст­вен­ного взаи­мо­действия внеш­несферных частиц с координационным центром, а с другой – раз­­личный харак­тер химической связи: преимущественно ионный между внеш­не­сферными частицами и комплексной частицей и ионно-ковалентный (донор­но-акцеп­тор­ный) характер взаи­мо­действия между лигандами и координацион­ным центром во внутренней сфере ком­п­лекса. Это приводит к различной эф­фек­тивности процессов электролитической дис­со­циации комплексных соеди­не­ний в водных растворах. Диссоциация комплексных соединений на внутрен­нюю и внешнюю сферу, называемая первичной диссоциацией, протекает прак­ти­чески нацело по типу сильных электролитов, а вторичная диссо­ци­а­ция – об­разование в объеме раствора гидратированных компонентов внут­ренней сфе­ры комплекса по типу слабых электролитов:

K₄[Fe(CN)₆]  [Fe(CN)₆]^4- + 4K⁺

[Fe(CN)₆]^4-  Fe²⁺ + 6CN^-

Это служит одним из экспериментальных приемов установления состава внут­рен­ней и внешней сферы комплексных соединений. Например, при проведении реакции взаи­мо­действия комплекса [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ с нитратом серебра в ре­зуль­тате обменной ре­ак­ции: [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ + 2AgNO₃ = 2AgCl_ + [Co(NH₃)₅Cl]NO₃ осаждается только два хлоридных иона, что указывает на присутствие третьего иона хлора в составе внутренней сферы комплекса.

Количественный состав внутренней сферы комплекса определяется величи­ной ко­ор­динационного числа центрального атома (иона) – числом координированных лигандов. Так, в K[Ag(CN)₂], Na₂[CO₃], [NH₄]Cl, Ni(CO)₄, PF₅, [Co(H₂O)₆]Cl₃ - координационные числа Ag⁺, C⁴⁺, N^3-, Ni, P⁵⁺, Co³⁺ составляют: 2, 3, 4, 5 и 6. Количество связей, которые образует один лиганд с комплексообразователем, называется дентатностью лиганда. Каждый из лигандов в рассмотренных выше комплексах занимает одно координационное место. Такие лиганды называются монодентатными. В тоже время, один лиганд может занимать несколько ко­ор­ди­национных мест во внутренней сфере ком­плекса в результате образования нес­кольких донорно-акцепторных связей с коор­ди­национным центром. На­при­мер, в отличие от молекулы аммиака, способной об­ра­зо­­вывать только одну до­нор­но-акцепторную связь с участием неподеленной пары азо­та, этилендиамин NH₂-CH₂-CH₂-NH₂ (En) характеризуется наличием двух донорных ато­мов азота и может образовывать две связи с центральным ионом комплексо­об­ра­зо­ва­те­лем:

В результате этого каждая молекула этилендиамина занимает два коорди­на­ци­он­ных мес­та во внутренней сфере комплекса. Такие лиганды, занимающие в ко­ор­динаци­он­ной сфере центрального атома (иона) несколько координационных мест, называются полидентатными (би-, три-, тетра-, пента-, гекса­ден­тат­ными) лигандами. Наряду с органическими диаминами, бидентатными лиганда­ми могут выступать и другие сое­динения с двумя донорными атомами:

В настоящее время известны комплексы с разнообразными полидентат­ны­ми ли­ган­дами, некоторые из которых представлены в табл. I-7. Полидентатные ли­ганды, строение которых приводит к образованию циклов при их комплексооб­ра­зо­ва­нии, на­зы­ваются хелатными⁵ лигандами, а соответствующие комплексы на их основе хе­лат­ными комплексами.

Таблица 9. Полидентатные хелатные лиганды.

Название	Дентатность	Графическая формула
Диметилглиоксим (DMG)	2
Триаминопропан	3
Триаминотриэтил­амин	4
Этилендиамин­тетраацетат-ион (ЭДТА)	6

Полидентатные лиганды своими разными донорными атомами часто обра­зу­ют с координационным металлическим центром два типа связей – донорно-ак­цеп­торные и ковалентные. Это характерно, в част­ности, для ами­нокислот и дру­гих органических со­единений, со­дер­жащих од­но­вре­менно атом азота и гидрок­сидную груп­пу. В этом слу­­чае биден­тат­ный лиганд образу­ет с центральным ато­мом одну ко­валентную связь за счет неспарен­но­го электрона атома кис­лорода, ос­та­ю­щегося после от­щепления ато­­ма водорода от гид­рок­сидной груп­пы, а дру­гую донорно-акцеп­тор­ную связь за счет непо­де­ленной электронной пары атома азота. При­ме­­­ром такого взаи­мо­действия мо­жет служить комп­лекс никеля (II) c двумя молекулами диметил­гли­ок­си­ма, в каж­дой из которых происходит отщепление атома водорода толь­ко от одной гид­рок­­сидной груп­пы. Такого рода комплексные соеди­не­ния на­зы­ваются внутрикомплексными. Они обла­да­ют высокой устойчивостью и часто харак­тер­ной яр­­кой окраской – например, NiDMG имеет ярко-красную окраску, что оп­ре­де­ля­ет ши­ро­кое использование внутрикомплексных соединений в ана­ли­тической практике для оп­ре­деления многих металлов.

Комплексные соединения, содержа-щие только один координационный центр, на­зы­­ва­ют­ся моноядерными, а несколько – полиядерными комплексами. Наряду с полиядер­ны­ми комплек­са­ми, объедине­ние метал­­ли­ческих цен­т­ров в которых обес­пе­чи­вается мос­тиковыми лиганда­ми, су­щест­ву­ет большой круг полия­дер­ных комп­лексов, харак­те­ризу­ю­щих­ся об­ра­зо­ванием прочных химических свя­­зей непосредственно между ме­тал­личес­кими центрами. Такие комплек­с­ные соединения называются кластер­ными комплексами.

В зависимости от заряда комплексы подразделяются на катионные ([Co(NH₃)₆]³⁺, [Сu(H₂O)₄]²⁺), нейтральные (Ni(CO)₄, [Pt(NH₃)₂Cl₂]), анионные ([FeCl₆]^3-, [Hg(CN)₄]^2-) и катионно-анионные ([Cr(NH₃)₆][Cr(CN)₆], [CuEn₂][Ag(CN)₂]₂), тогда как по природе лигандов – на смешанно-лигандные комплексы ([Cu(NH₃)(H₂O)Cl(NO₂]) и комп­лексы с однородным лигандным ок­ру­жением центрального атома.

Среди наиболее часто встречающихся в химической практике комплексов с одно­род­­ным лигандным окружением можно выделить:

-аммиачные и аминные, содер­жа­щие во внутренней сфере молекулы аммиака и органических аминов: [Cu(NH₃)₄](NO₃)₂, [Ni(En)₂]Br₂;

-аква-, гид­рок­со- ­и оксокомплексы, в качестве лигандов у которых выступают молекулы воды и про­дук­ты их кислотной диссоциации – гидроксидные ОН^- и оксидные О^2--ионы:

[Zn(H₂O)₄]²⁺  [Zn(OH)₄]^2- + 4H⁺

[Zn(OH)₄]^2-  [ZnO₂]^2- + 2H₂O;

-ацидокомплексы, содержащие во внутренней сфере разнообразные кислотные остат­ки: [NiCl₄]^2-, [HgBr₄]^2-, [TiF₆]^2-, [Co(NO₂)₆]^3-, [Pd(CN)₄]^2-, [Fe(NCS)₆]^2-.

Изомерия в комплексных соединениях. Сложное многокомпонентное стро­ение ком­плексных соединений приводит к существованию различных изомер­ных соеди­не­ний с одинаковой простейшей эмпирической формулой, но разным строением и свойс­твами. Среди характерных для комплексов типов изомерии можно отметить:

• координационную изомерию - различное распределение лигандов между дву­мя ком­п­лексообразователями в катионно-анионных комплексах:

[Co(NH₃)₆][Cr(CN)₆] и [Cr(NH₃)₆][Co(CN)₆];

• координационную полимерию – комплексные соединения одного эмпири­чес­ко­го состава, но разной молекулярной массы:

[Pt(NH₃)₄][PtCl₄] и [Pt(NH₃)₄][Pt(NH₃)Cl₃]₂;

• ионизационную изомерию (ионизационную метамерию) – комплексы с раз­лич­ным распределением лигандов между внутренней и внешней сферой:

[Co(NH₃)₅SO₄]Cl и [Co(NH₃)₅Cl]SO₄;

• гидратную изомерию, которая является частным случаем ионизационной изо­ме­рии и связана с различным распределением молекул воды между внут­ренней и внеш­ней сферой: [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Cr(H₂O)₅Cl]Cl₂H₂O, [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl2H₂O, [Cr(H₂O)₃Cl₃]3H₂O;

• связевую изомерию – координация амбидентатных лигандов к координа­­ци­он­ному центру различными донорными атомами:

Na₂[Pt(NO₂)₆] и Na₂[Pt(NO₂)₅(ONO)];

• изомерию лигандов (конформационную изомерию) – наличие в составе ком­п­лексов изомеров многоатомных лигандов. Например, органический диамин общей формулы C₃H₆(NH₂)₂ может существовать в виде 1,2-диаминопропана (pn) и 1,3-диаминопро­пана (tn). Это приводит к образованию на их основе изомерных комп­лек­сов:

[Cu(pn)₂]Cl₂ и [Cu(tn)₂]Cl₂;

• геометрическую изомерию – различное пространственное расположение ли­гандов во внутренней сфере комплексов. Наиболее часто встречающимся ти­пом этой изо­мерии является цис-транс изомерия в комплексах с октаэдри­чес­ким и плос­ко­квад­рат­ным строением:

• оптическую изомерию – существование комплексов в двух зеркально-сим­мет­­рич­ных пространственных формах, называемых энантиомерами, кото­рые обладают раз­личной оптической активностью – вращают плоскость по­ля­ри­зации света в про­­тивоположных направлениях:

Упражнения:

66. Определите координационный центр, его заряд и координационное число, а также лиганды и их заряд в следующих соединениях: SF₆, SO₂Cl₂, [SO₄]^2-, [CrO₄]^2-, [ZnO₂]^2-, [Mn(H₂O)₆]²⁺, [NiCl₄]^2- Ni(CO)₄, [Ni(CN)₄]^2-, [Co(NH₃)₆]³⁺, [Al(OH)₆]^3-.

67. Чем отличается характер химической связи во внутренней и внешней сфере коор­ди­национного соединения? Определите внутреннюю и внешнюю сферу и их заря­ды в следующих соеди­не­ни­ях: Na₂SO₄, K₂Cr₂O₇, Ba₂[Fe(CN)₆], Rb[B(OH)₄], H₃PO₄, [UO₂]Cl₂, [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂, NH₄NO₃, [Cr(H₂O)₆][Cr(CN)₆].

68. Что такое дентатность лиганда? Определите дентатность лигандов в следу­ю­щих комплексных соединениях кобальта (III): Na[Co(NH₃)₄(CO₃)₂], [Co(NH₃)₄CO₃]ClO₄, Na[CoEn₂(CO₃)₂], Na[Co(ЭДТА)], Na[Co(ЭДТА)Сl₂].

69. Какие комплексы называются: моноядерными, полиядерными, хелатными, внут­ри­­комплексными? Приведите примеры.

70.* Какой из гетероциклических ди­иминов – 2,2’-бипиридил (2,2’-bpy) или 4,4’-би­пи­ри­дил (4,4’-bpy) может вы­с­ту­­пать в ка­­честве мостикового ли­­ган­да и в ка­чест­­ве хелатирую­ще­го ли­ган­да?

71. К какому типу комплексов (моно- или полиядерных; катионных, анионных, нейт­раль­ных или катионно-анион­ных; смешанно-лигандных или аква-, гид­рок­со-, оксо-, ацидокомплексов, аммиакатов, аминатов) относятся следую­щие соедине­ния: NaPF₆, SO₃, Na₂S₂O₇, H₂CrO₄, UO₂(NO₃)₂, K₄[Fe(CN)₆], (K₂[ZnO₂], Ba[Al(OH)₄]₂, NH₄Cl, [Mn(H₂O)₆]SO₄, [Cr(H₂O)₃Cl₃], Li₂[NiCl₄], Ni(CO)₄, Na₂[Ni(CN)₄], [Co(NH₃)₄CO₃]₂(SO₄), [Pt(NH₃)₄][PdCl₄].

72. Приведите по 2 примера различных типов изомерных комплексов: геомет­ри­­чес­ких, свя­зевых, гид­ратных, ионизационных, координационных.

1. Номенклатура комплексных соединений.

Систематическая номенклатура комплексных соединений опре­де­ля­ет пра­вила за­писи формул и названий комплексных соединений.

При написании формулы комп­лек­са с однородным составом внут­рен­­ней сферы вна­чале записывается центральный атом, а затем лиганды с ука­за­нием нижним чис­ло­вым индексом их количества; всю внутреннюю сферу зак­лючают в квадратные скоб­ки и в зависимости от того является ли комплекс катионом или анионом слева или справа от комплекса помещают внеш­не­сфер­ный ион: Na[FeCl₄], Ba₃[Co(CN)₆]₂, [Cu(NH₃)₄]SO₄, [Zn(H₂O)₄](NO₃)₂. Для нейт­раль­ных комплексов, а также распрост­ра­нен­ных солей и кислот допускается за­пись их формул без квадратных скобок: Fe(CO)₅, K₂SO₃, UO₂(NO₃)₂.

Для смешанно-лигандного комплекса, содержащего лиганды с различным за­­рядом (L⁺, L, L^-), в формуле комплекса их располагают в следующем порядке: [M(L⁺)(L)(L^-)] – например, формула смешанно-лигандного комплекса железа (III) c NO⁺, NH₃ и Cl^- в качестве лигандов имеет вид [Fe(NO)(NH₃)₄Cl]SO₄.

Лиганды, одинаковые по типу заряда, но разные по химическому составу, за­пи­­сы­ва­ют справа налево в порядке увеличения относительной электроотри­ца­тель­ности их первых (слева) элементов независимо от сложности лигандов. Так, среди нейтраль­ных лигандов H₂О и NH₃ первым (слева) во внутренней сфе­ре комплекса реко­мен­ду­ет­ся записывать воду: [Co(H₂O)₄(NH₃)₂]Cl₃; среди от­рицательных лигандов C₂O₄^2- и ОН^- оксалатный лиганд рекомендуется за­пи­сы­вать левее чем гидроксидный: Na₃[Fe(C₂O₄)(OH)₄]. Если разные лиганды име­ет совпадающий первый элемент в их формуле, то порядок их расположения во внутренней сфере комплекса определяется увеличением числа разных элемен­тов в составе лиганда – вначале рекомендуется за­пи­сывать одноэлементный ли­ганд, затем двух-, трех и т.д. – например: [Ru(N₂)(NH₃)₄(NH₂OH)₂]²⁺.

При сокращенном буквенном обозначении лигандов (этилендиамин – En, ди­ме­тил­гли­оксим – DMG и др.) порядок их записи в формуле комплекса оп­ре­деляется теми же правилами, что и при использовании их химических формул.

Во избежание разночтений разные лиганды, входящие в состав смешанно-ли­ганд­ных комплексов, отделяются друг от друга круглыми скобками. Для ли­ган­дов, кото­рые при одинаковом составе могут иметь различный заряд, – н­а­при­мер: NO⁺, NO, NO^- или O₂^2-, O₂^-, в формуле комплекса допускается указание их за­ряда с помощью пра­во­го верхнего индекса у обозначения лиганда: [Pd{P(C₆H₅)}₂(O₂⁰)], [Co(CN)₅(O₂^-)]^4-.

Если в формуле комплексного соединения степень окисления централь­но­го ато­ма не очевидна, то она может быть указана в формуле комплекса с по­мощью правого верх­него индекса у символа центрального атома римскими циф­рами: [Сo^III(NH₃)₆][Cr^III(CN)₆].

Название комплексного соединения также состоит из названий лигандов и цент­раль­ного атома внутренней сферы и названия внешнесферного катиона или аниона.

Лиганды.

- название отрицательно заряженных лигандов образуется из пол­ного на­­звания ионов с добав­лени­ем соедини­тель­ной гласной –о: Br^- бромо-, О^2- ок­со-, О₂^- надпероксо-, О₂^2- пероксо-, Н^- гидридо-, N^3- нитридо-, S₂^2- ди­суль­фи­до(-2)-, OH^- гидроксо-, CN^- циано-, NH^2- амидо-, NH₂^- ими­до-, NCS^- тиоцианато- СО₃^2- карбонато-, P₂O₇^4- дифосфато-, НSO₃^- гидросульфато-, S₂O₃^2- тиосульфато- TeO₆^6- ортотеллурато-, ClO^- гипохлорито-. IO₅^6- ортопериодато-. Аналогично строятся названия лигандов ор­га­нических кислот: HCOO^- формиато-, C₂O₄^2- ок­са­лато-, HON=C(CH₃)C(CH₃)=NO^- диметиглиоксимато-, СH₃COO^- ацетато-, NH₂CH₂COO^- глицинато-, {OOCCH₂)₂NCH₂CH₂N(CH₂COO)₂}^4- этилендиамин­тет­­раацетато-. По традиции ли­ганд S^2- называют тио-. Анионы углево­до­­родов в качестве лигандов назы­вают без соединительно гласной -о: CH₃^- метил, С₆Н₅^- фенил, С₅Н₅^- циклопентадиенил.

- если в качестве лигандов выступаю положительно заряженные частицы, то в их названиях либо сохраняется окончание –ий, либо его добавляют: N₂H₅⁺ -гидразиний, NO⁺ нитрозилий. Катион H⁺ по традиции называют гидро-.

- название нейтральных лигандов в составе внутренней сферы комплекса ос­тается не­изменным: N₂ диазот, O₂ дикислород, SO₂ диоксид серы, N₂H₄ гид­ра­зин, P(C₆H₅) три­фенилфосфин. По традиции для ряда лигандов используют спе­циальные названия: H₂O - аква, NH₃ - аммин, СО - карбонил, CS - тиокарбонил, NO - нитрозил.

Число одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса указывается прис­тавками: ди-, три-, тетра- и т.д., которые записывают слитно с названием ли­ганда: (Н₂О)₄ тетрааква-, Br₃ трибромо-, (SO₄)₂ дисульфато-, (NH₃)₅ пен­та­ам­мин. Если в названии самого сложного лиганда уже исполь­зу­ет­ся числовая прис­тавка, на­пример О₂ – дикислород, NH₂CH₂CH₂NH₂ – этилен­ди­а­мин, то для указания числа та­ких лигандов во внутренней сфере применяют умножающие приставки: 2 – бис, 3 – трис, 4 – тетракис и т.д., а на­зва­ние самого лиганда зак­лючают в скобки: (N₂)₂ – бис(диазот), (P(C₆H₅)₃)₃ – трис­(трифенилфосфин). Название лиганда также за­ключается в скобки, если в его названии исполь­зу­ют­ся цифры или символы хими­ческих элементов: (C₆H₅N)₂ – (2,2’-бипиридил), (NCS)^- - (тиоцианато-N). Название лиганда заклю­ча­ется также в скобки, если об­ра­зующееся при названии внутренней сферы словосочетание может првести к не­однозначности в природе лиганда: (N)₂ ди­(азот), что указывает на присут­ст­вие во внутренней сфере двух атомов азота, в отличие от (N₂) – диазот для од­ной молекулы азота. Рекомендуется также вы­де­лять круглыми скобками наз­ван­ия лигандов с характеристичными приставками – пер-, тио-, гидро-, орто-, мета-, и названия сложных органических лигандов.

Центральный атом (ион). Систематическое название центрального атома, ука­­зы­ва­емое после названия лигандов, зависит от заряда комплекса:

• для нейтральных комплексов применяют русское название элемента комп­лек­сооб­ра­зо­вателя в именительном падеже:

[Co(NH₃)₃Cl₃] - трихло­ро­три­ам­мин­кобальт,

[Cr(H₂O)₃(C₂O₄)Cl] - хлорооксалатотриаквахром,

[Fe(NH₃)₂(NCS)₄] - тетра(тиоциа­на­то-N)ди­амминжелезо,

[MnH(CO)₅] - пента­кар­­бонилгидромарганец,

SO₂Cl₂ - дихлородиоксосера;

• для катионных комплексов русское название элемента комплексообра­зо­ва­те­ля да­ет­ся в родительном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скоб­ках его степени окисления:

[Ag(NH₃)₂]⁺ диамминсеребра(I),

[Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (диазот)пен­та­амминрутения(II),

[UO₂]²⁺ диоксоурана(VI).

Для эле­мен­тов с постоянной степенью окисления допускается применение названий эле­мен­тов без указания на его степень окис­­ления: [Al(H₂O)₅(OH)]²⁺ гид­рок­со­пен­таак­ва­алюминия;

• название элемента комплексообразователя в анионных комплексах обра­зует­ся из латинского корня названия элемента с добавлением окончания –ат и ука­занием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления: [Fe(CN)₆]^4- - гекса­ци­а­ноферрат(II),

[HgI₄]^2- - тетраиодо­мер­курат(II),

[Pt(NO₂)₄Cl₂]^2- - дихлоротетра­нитро­пла­тинат(IV).

Для элементов с постоянной степенью окис­­ления допускается название элемента без указания его степени окис­ле­ния:

[Zn(OH)₄]^2- - тетрагидроксоцинкат,

[HF₂]^- - дифто­ро­гид­рогенат.

Полное название соединений с комплексным катионом или анионом вклю­чает так­же традиционное название внешнесферных ионов: [Ir(NH₃)₄(NCS)₂]ClO₄ - перхлорат ди­(тиоцанато-S)тетраамминирридия(III), (NH₄)₃[Pt(NH₃)(NO₂)₅] - пен­та­­нитроаммин­пла­ти­нат(IV) аммония,

H[AuCl₄] - тетрахлороаурат водорода,

(KAl)[Fe(CN)₆] - гекса­ци­ано­фер­рат(II) алюминия-калия,

[Co(NH₃)₆](SO₄)(HSO₄) - гидросульфат-сульфат гек­са­ам­минкобальта(III). Полное назва­ние комплексов катион-анионного типа состит из сис­те­матического названия комп­лек­с­ного аниона и комлексного аниона: [Pt(NH₃)₄][PtCl₄] - тетрахлороплатинат(II) тет­ра­­ам­минплатины(II), [Co(NH₃)₅Cl]₃[Cr(CN)₆]₂ - гексацианохромат(III) хлоропен­таам­ми­нкобальта(III).

Для различия геомерических цис-транс изомеров в формулах и названнях комп­­лек­сов используют соответствующие цис- и транс- приставки: транс-[Pd(NH₃)₂Cl₂] транс-дихлородиамминпалладий, транс-[CoEn₂(CN)₂]Cl хлорид транс-дициа­нобис­(эти­лендиамин)кобальта(III), цис-Na₃[Cr(OH)₄Cl₂] цис-дихло­ро­тетрагидроксохро­мат(III) натрия.

Упражнения:

73.Приведите названия лигандов в составе внутренней сферы ком­п­лек­сов:H^-, Cl^-, S^2-, OH^-, CN^-, N₃^-, NCS^-, NO₂^-, SO₄^2-, H₂O, NH₃, CO, NO, N₂, PPh₃ (Ph = C₆H₅), H₂NC₂H₄NH₂ (En), [(OOCCH₃)₂NCH₂CH₂N(CH₃COO)₂]^4- (Edta).

74. Напишите названия следующих нейтральных комплексов: триаммин-тригидроксокобальт, дигидразиндибромоиодоцианоплатина, тритио-цианатотриаквахром, дигидроксиламиндихлоропалладий, триаква-тринитрородий.

75. Приведите систематические названия следующих моноядерных соедине­ний: K₂MnO₄, H₂SO₄, Na[B(OH)₄], Ca[Fe(CN)₆], (NH₄)₂[HgI₄], H[AuCl₄], Al[Cr(NCS)₆], Na[PtCl(OH)₅], [Ag(NH₃)₂]Cl, [CuEn₂](NO₃)₂, [Zn(H₂O)₄]ClO₄, [Rh(NH₃)₄CO₃]NO₃, [Co(NH₃)₅NO₂]Cl₂, [Co(N₂)₃(N₂H₄)₂]Br₃, [Pt(NH₃)₂ClBr], [Cr(H₂O)₃С₂O₄I], Ni(CO)₄, K₂[PdCl₄], [Pt(PPh₃)₄], [Co(NH₃)₆][Co(CN)₃(SCN)₃], [Pd^II(NH₂OH)₄][Pt^IV(I)₃(CN)₃].

76. Напишите формулы следующих соединений: гексафторофосфат(V) натрия, тетра­ок­­соманганат(VI) калия, тетрагидроксоцинкат магния, тринитроди­хло­ро­­аква­ир­ри­дат(III) калия, тетраиододиамминплатина, роданодицианотри­ак­вакобальт, сульфито­ди­ам­минпалладий, нитрат транс-бисэтиленди­аминди­хло­ро­кобальта(III), гексафто­ро­хромат(III) гексааквахрома(III), тетрацианоплати­нат(II) тетраамминпалладия(II).

9. Соединения постоянного и переменного состава (дальтониды и бертоллиды)* - раздел для углубленного изучения.

Описание химических соединений с помощью молекулярных формул, отра­жа­ющих целочисленные количественные со­от­ношения меж­ду атомами хи­ми­чес­ких элементов в соединениях независимо от ме­тода их получения, осно­ва­но на законе постоянства состава, явля­ю­ще­гося одним из важнейших стехио­мет­ри­чес­ких законов в рамках атомно-моле­куляр­но­го учения. Соединениями пос­то­ян­но­го состава, которые называ­ют­сястехио­мет­рическими⁶ или дальтонидами, явля­ют­ся вещества моле­ку­ляр­но­го стро­е­ния, поскольку состав молекул однозначно опре­де­ля­ется строе­ни­ем об­разую­щих их атомов.

В начале XX века было установлено, что в кристаллическом сос­тоя­нии мно­гие вещества характеризуются переменным составом, зависящим от ус­ло­вий их об­разования. Такие соединения называются нестехиометрическими или бер­тол­лида­ми. В отличие от дальтонидов, бертоллиды в кристалли­чес­ком состо­я­нии характе­ри­зу­ют­ся не молекулярными, а атомными или ионными крис­­тал­ли­чес­кими решетками, в структуре которых в зависимости от условий их обра­зо­ва­ния возможно образование де­фектов двух типов. ­Так, в отличие от идеальной крис­тал­лической решетки соеди­не­ния АВ, атомы (ионы) А и В кото­ро­го зани­ма­ют строго фик­си­ро­ван­ные положения в уз­лах решетки, в реальных крис­тал­лах некоторые узлы решетки могут быть не заняты, тогда как в междоузлиях мо­гут располагаться избы­точ­ные частицы А и (или) В. Это при­водит к то­му, что по сравнению с идеальным составом АВ реальные образцы крис­тал­лического соединения взависимости от метода их получения, будут иметь пе­ре­мен­ный сос­тав А_1xB_1y. Например, в зависимости от метода получения, состав ок­­си­да тита­на (II) изменяется от Ti_0,7O до TiO_1,3.

Следует отметить, что среди неорганических соединений почти 95% не име­ют мо­ле­кулярного строения и, следовательно, являются нестехиомет­ри­чес­ки­ми соеди­не­ни­я­ми. Однако для большинства соединений непереходных эле­мен­тов отклонения от сте­хиометрического состава крайне незначительны и ими мож­но пренебречь. В то же время, оксиды, сульфиды, нитриды, карбиды, гидри­ды пе­ре­ход­ных металлов образуют типично нестехиометрические соединения. Более то­го, в ряде случаев их соединения, состав которых соответствует мо­ле­ку­ляр­ной формуле (например - FeO), - неустойчивы и могут быть по­лу­че­ны только в особых условиях.

В зависимости от того, какую информацию требуется отобразить в форму­лах бер­то­ллидов, применяют различные обозначения. Общим обозначением бер­толлида явля­ет­ся математический знак «» (приблизительно), который ста­вят перед молекулярной формулой: FeO, TiO, FeS, Cu₂O. Для более пол­но­го обозначения в формулу вво­дят переменный коэффициент «х»: Fe_1-xS, TiO_1+x. Если хотят показать, что отклонение от стехиометрического состава невелико, то вместо «х» применяют «»: NaCl_1- Для бертоллидов известного состава ука­зы­вают численное значение «х»: Fe_1-0,123S или Fe_0,877S. Пределы воз­мож­но­го из­ме­нения количественного состава указывают пос­ле формулы в круглых скоб­ках: PbS_1+ (0 ≤ ≥ 0,005), TiO_1+x (-0,23 ≤ x ≥ 0,3).

Для отражения нестехиометричности к названию соединения с молеку­ляр­ным составом в скобках добавляют указание на нестехиометричность: Fe_1-xS суль­­фид же­ле­за(II) (недостаток железа), MnO_1+x оксид марганца(II) (избыток кис­лорода).

9. Аддукты* - раздел для углубленного изучения.

Если химическая связь между составными частями соединения отно­сит­ся к раз­личным типам сильного или слабого межмолекулярного вза­и­­мо­действия или природа этой связи выяснена недостаточно, то она фор­му­лах обозначается «точкой» (8Ar46H₂O) и такие соединения называют аддук­та­ми. При донорно-акцеп­тор­ном ха­рак­тере межмолекулярного взаимодействия «точ­ку» заменяют «стрелкой», на­прав­лен­ной от донора к акцептору – напри­мер: H₃NBF₃. Водородная связь между составными частями аддукта изобра­жа­ется тремя точками “…” между символами элементов: HFHF, H₂OH₂O, H₂ONH₃.

Названия аддуктов. Продукты присоединения воды к простым и сложным ве­щест­вам носят групповое название гидраты. Количество молекул воды ука­зы­­вается чис­ло­выми приставками – ди-, три-, тетра-, поли-: Ca(NO₃)₂4H₂O тет­­рагидрат нит­ра­та кальция, Cl₂6H₂O гексагидрат хлора. Если состав гидрата бо­лее сложен, то названия так­же начинаются со слова гидрат, затем называют другую составную часть, а в кон­це указывают в круглых скобках арабскими циф­ра­ми в виде дроби стехиомет­рическое соотношение составных частей: 3CdSO₄8H₂O гидрат сульфата кадмия (8/3).

Названия других аддуктов на основе сольватов образуют из названий сос­тав­ных частей в именительном падеже, которые разделяют тире; стехиомет­ри­чес­кое отно­ше­ние указывается арабскими цифрами в виде дроби в круглых скоб­ках причем, первая цифра отвечает первой составной части: 2Na₂CO₃3H₂O₂ кар­бонат натрия – пероксид водорода (2/3), 10PCl₃29Br₂ хлорид фосфора (III) – ди­бром (10/29), I₃NnNH₃ нитрид иода (I) – аммиак (1/n).

Важными представителями аддуктов являются соединения включения, ко­то­рые на­зы­вают также клатратами. К клатратам, например, относятся гидраты га­зов, которые образуются за счет включения в междоузельные пространства крис­талла льда (хозя­ин) раз­лич­ных молекул газов (гость): Cl₂, CH₄, H₂S, SO₂, Ar, Xe и др. В одной из мо­ди­фикаций льда на 46 молекул воды приходится 6 свободных полостей. В результате этого состав таких клатратов приблизи­тель­но отвечает формуле 6X46H₂O. Известны клатраты, полости хозяев, которых об­­разованы кристаллическими решетками и дру­гих веществ с водородными свя­­зями – например: гидрохинон, фенол, толуол. Назва­ния клатратов обра­зу­ют­ся подобно другим аддуктам: 6Xe46H₂O ксенон-вода (6/46).