- •2) Химические свойства оснований в свете теории электролитической диссоциации.
- •3) Хим. Свойства кислот в свете теории электр. Диссоциации.
- •4) Хим. Свойства солей в свете теории электр. Диссоциации.
- •5) Возникновение и развитие атомно - молекулярного учения.
- •6) Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства веществ. Закон эквивалентов. Закон авогадро.
- •7) Основные понятия химии: атом, молекула, хим. Элемент, вещество.
- •8) Модели строения атома: модель резерфорда, теория бора.
- •9) Открытие периодического закона . Периодическая система химических элементов:структура, периодическое изменение свойств элементов по периодам и группам.
- •10)Химическая связь. Основные виды химической связи.
- •11) Основные характеристики химической связи: длинна связи, энергия связи, валентные углы, полярность, дипольный момент, степень ионности, степень окисления.
- •13) Электронные структуры атомов элементов : энергетические уровни и подуровни электронов в атоме.
- •2. Кислотные и оснόвные оксиды
- •18) Ионно -обменные реакции. Условия необратимости ионно-обменных реакций. Ионно-обменные реакции между ионами в растворах электролитов.
- •21) Растворы, классификация и свойства растворов. Основные свойства растворов и их классификация
- •22)Способы выражения концентрации растворов.Способы выражения концентрации растворов
- •Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие
- •Упаривание раствора
- •Концентрирование раствора
- •Смешивание растворов с разными концентрациями
- •Разбавление раствора
- •23) Гидролиз солей . Ионное произведение воды , рН растворов.
- •Кислота или щелочь?
- •24)Электролиз. Применение электролиза.
- •25)Комплексные соединения. Координационная теория Вернера . Номеклатура комплексных соеденений . Классификация коплексных соединений .
- •1. КоординационнАя теориЯ Вернера
- •1. 1. Основные понятия координационной теории Вернера
- •1. 2. Определение заряда основных частиц комплексного соединения
- •1. 3. Номенклатура комплексных соединений
- •26) Понятие о химической термодинамике. Экзо- и эндотермические реакции. Применение электролиза в технике
- •Ионное произведение воды. PH раствора
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Пересчет концентраций растворов из одних единиц в другие
- •Концентрирование раствора
- •Смешивание растворов с разными концентрациями
- •Разбавление раствора
- •Основные свойства растворов и их классификация
- •Классификация органических соединений
- •История развития органической химии
- •Строение органических соединений
- •Общая характеристика реакций органических соединений
- •Возникновение органических соединений
- •[Править] История
- •[Править] Классификация органических соединений
- •[Править] Правила и особенности классификации
- •[Править] Основные классы органических соединений
- •[Править] Строение органических молекул
- •[Править] Строение органического вещества
- •[Править] Особенности органических реакций
- •[Править] Определение структуры органических соединений
13) Электронные структуры атомов элементов : энергетические уровни и подуровни электронов в атоме.
Энергетический уровень — собственные значения энергии квантовых систем, то есть систем, состоящих из микрочастиц (электронов, протонов и других элементарных частиц) и подчиняющихся законам квантовой механики. Каждый уровень характеризуется определённым состоянием системы, или подмножеством таковых в случае вырождения. Понятие применимо к атомам (электронные уровни), молекулам (различные уровни, соответствующие колебаниям и вращениям), атомным ядрам (внутриядерные энергетические уровни) и т.д.
Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня.
В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства). 1. s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода. 2. р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого). 3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами). 4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды. В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.
14) Принцип Паули, правило Гунда, принцип наименьшей энергии , правило Клечковского . Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали (самой низкой по энергии), при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1S орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S). Правило Хунда (Гунда) определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю. Для запоминания Правила Хунда существует мнемоническое «правило трамвайного вагона»:
Ты приглядись, решив присесть, К местам трамвайного вагона: Когда ряды пустые есть, Подсаживаться нет резона.
Формулировка правила Клечковского: Эта энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы n+l. Суть его очень проста: орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы , причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа . Например, при орбитальные энергии подчиняются последовательности , так как здесь для -орбитали главное квантовое число наименьшее , для -орбитали ; наибольшее , -орбиталь занимает промежуточное положение .
Или же:
При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа , т.е. , имеет меньшее значение.
15) Классификация химических реакций. Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ: А) Реакции соединения: При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава: A + B + C = D. Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений. Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности: СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2, так и относиться к числу окислительно-восстановительных: 2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.
Б) Реакции разложения: Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества: А = В + С + D. Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества. Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:
|
to |
|
CuSO4 5H2O |
= |
CuSO4 + 5H2O |
|
to |
|
Cu(OH)2 |
= |
CuO + H2O |
|
to |
|
H2SiO3 |
= |
SiO2 + H2O. |
К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления:
|
to |
|
2SO3 |
= |
2SO2 + O2. |
|
to |
|
4HNO3 |
= |
2H2O + 4NO2O + O2O. |
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2, (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.
Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.
Реакции разложения в органической химии носят название крекинга:
С18H38 = С9H18 + С9H20,
или дегидрирования
C4H10 = C4H6 + 2H2.
В) Реакции замещения: При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное: А + ВС = АВ + С. Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:
2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,
Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,
2КВr + Сl2 = 2КСl + Вr2,
2КСlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.
Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:
СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,
Са3(РО4)2 + ЗSiO2 = ЗСаSiO3 + Р2О5,
Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена: СН4 + Сl2 = СН3Сl + НСl.
Г) Реакции обмена: Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями: АВ + СD = АD + СВ. Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями:
ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,
AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,
СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl.
Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации: НСl + КОН = КСl + Н2О. Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:
NаНСО3 + НСl = NаСl + Н2О + СО2↑,
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О,
СН3СООNа + Н3РО4 = СН3СООН + NаН2РО4.
Д) Реакции переноса: При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой: АВ + ВС = А + В2С, А2В + 2СВ2 = АСВ2 +АСВ3.
Например:
2AgCl + SnCl2 = 2Ag + SnCl4; H2O + 2NO2 = HNO2 + HNO3.
Классификация реакций по фазовым признакам. В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:
А) Газовые реакции:
|
to |
|
H2 + Cl2 |
2HCl. |
Б) Реакции в растворах: NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н2О(ж)
В) Реакции между твердыми веществами:
|
to |
|
СаО(тв) +SiO2(тв) |
= |
СаSiO3(тв) |
Классификация реакций по числу фаз. Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела. Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:
А)Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах .
Б)Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:
газожидкофазные реакции: CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p). газотвердофазные реакции: СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв). жидкотвердофазные реакции: Na2SO4(р-р) + ВаСl3(р-р) = ВаSО4(тв)↓ + 2NaСl(p-p). жидкогазотвердофазные реакции: Са(НСО3)2(р-р) + Н2SО4(р-р) = СО2(r)↑ +Н2О(ж) + СаSО4(тв)↓.
Классификация реакций по типу переносимых частиц
А) Протолитические реакции. К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим. В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием - вещество, способное присоединять протон, например:
CH3COOH |
+ H2O = |
CH3COO- + |
H3O+ |
кислотаI |
основаниеI |
основаниеI |
кислотаII |
NH3 + |
H2O = |
NH4+ + |
OH- |
основаниеI |
кислотаII |
кислотаII |
основаниеII |
К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.
Б) Окислительно-восстановительные реакции. К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2↑; FeS2 + 8HNO3(конц) = Fe(NO3)3 + 5NO↑ + 2H2SO4 + 2H2O,
Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.
В) Лиганднообменные реакции. К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:
Cu(NO3)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](NO3)2; Fe + 5CO = [Fe(CO)5]; Al(OH)3 + NaOH = [NaAl(OH)4].
Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.
Г) Реакции атомно-молекулярного обмена. К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму. Обратимые и необратимые химические реакции. Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ. Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом: А + В АВ. Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например: СН3СООН + С2Н5ОН СН3СООС2Н5 + Н2О. Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО3 → 2КСl + ЗО2↑, или окисление глюкозы кислородом воздуха: С6Н12О6 + 6О2 → 6СО2 + 6Н2О.
16) Классификация и номенклатура неорганических веществ: оксиды, кислоты, основания, соли. Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике химическом составе, который показывает атомы элементов, образующих данное вещество, в их числовом отношении. Если вещество из атомов одного химического элемента, т.е. является формой существования этого элемента в свободном виде, то его называют простым веществом; если же вещество из атомов двух или большего числа элементов, то его называют сложным веществом. Все простые вещества (кроме одноатомных) и все сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями. Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула изображение состава вещества с помощью символов химических элементов, числовых индексов и некоторых других знаков. Химическое название изображение состава вещества с помощью слова или группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил. Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIА-группы (благородные газы) и VIIА-группы (галогены), элементы VIА-группы (кроме полония), элементы азот, фосфор, мышьяк (VА-группа); углерод, кремний (IVА-группа); бор (IIIА-группа), а также водород. Остальные элементы относят к металлам.
При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов в производные термины вводят корни их латинских наименований: Ag аргент, As арс, арсен, Au аур, C карб, карбон, Cu купр, Fe ферр, H гидр, гидроген, N нитр, Ni никкол, O окс, оксиген, Pb плюмб, S сульф, Sb стиб, Si сил, силик, силиц, Sn стан, Hg меркур, Mn манган. Например: карбонат, манганат, оксид, сульфид, силикат. Названия простых веществ состоят из одного слова наименования химического элемента с числовой приставкой, например: Mg (моно)магний, Hg (моно)ртуть, O2 дикислород, O3 трикислород, P4 тетрафосфор, S8 октасера. Используются следующие числовые приставки: 1 – моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта, 9-нона, 10-дека, 11-ундека, 12-додека. Неопределенное число указывается числовой приставкой n поли. Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как О3 озон, Р4 белый фосфор. Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных и реальных катионов) и электроотрицательной (условных и реальных анионов) составляющих, например, CuSO4 (здесь Cu2+ реальный катион, SO42 реальный анион) и PCl3 (здесь P+III условный катион, ClI условный анион). Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например: CuSO4 сульфат меди(II), PCl3 трихлорид фосфора, LaCl3 хлорид лантана(III), СО монооксид углерода. Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведенными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком. Для распространенных многоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия: H2F+ фтороний, H3O+ оксоний, H3S+ сульфоний, NH4+ аммоний, N2H5+ гидразиний(1+), N2H6+ гидразиний(2+), NH3OH+ гидроксиламиний, NO+ нитрозил, NO2+ нитроил, O2+ диоксигенил, PH4+ фосфоний, VO2+ ванадил, UO2+ уранил, C22 ацетиленид, CN цианид, CNO фульминат, HF2 гидродифторид, HO2 гидропероксид, HS гидросульфид, N3 азид, NCS тиоционат, O22 пероксид, O2 надпероксид, O3 озонид, OCN цианат, OH гидроксид. Для небольшого числа хорошо известных веществ также используют специальные названия: AsH3 арсин, B2H6 боран, B4H10 тетраборан(10), HCN циановодород, HCl хлороводород, HF фтороводород, HI иодоводород, HN3 азидоводород, H2S сероводород, NH3 аммиак, N2H4 гидразин, NH2OH гидроксиламин, PH3 фосфин, SiH4 силан.
1. Кислотные и основные гидроксиды. Соли. Гидроксиды тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)n, где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН)n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)3 и ЕО(ОН), Е(ОН)4 и Е(ОН)6 и ЕО2(ОН)2. Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды. Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета-форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H2SO4, HNO3 и H2CO3, а не SO2(OH)2, NO2(OH) и CO(OH)2. Общая формула кислотных гидроксидов НхЕОу, где электроотрицательную составляющую ЕОух называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка. Названия распространенных кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием “ая” и группового слова “кислота”. Приведем формулы и собственные названия распространенных кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):
кислотный гидроксид |
кислотный остаток |
HAsO2 метамышьяковистая |
AsO2 метаарсенит |
H3AsO3 ортомышьяковистая |
AsO33 ортоарсенит |
H3AsO4 мышьяковая |
AsO43 арсенат |
|
В4О72 тетраборат |
|
ВiО3 висмутат |
HBrO бромноватистая |
BrO гипобромит |
HBrO3 бромноватая |
BrO3 бромат |
H2CO3 угольная |
CO32 карбонат |
HClO хлорноватистая |
ClO гипохлорит |
HClO2 хлористая |
ClO2 хлорит |
HClO3 хлорноватая |
ClO3 хлорат |
HClO4 хлорная |
ClO4 перхлорат |
H2CrO4 хромовая |
CrO42 хромат |
|
НCrO4 гидрохромат |
H2Cr2О7 дихромовая |
Cr2O72 дихромат |
|
FeO42 феррат |
HIO3 иодноватая |
IO3 иодат |
HIO4 метаиодная |
IO4 метапериодат |
H5IO6 ортоиодная |
IO65 ортопериодат |
HMnO4 марганцовая |
MnO4 перманганат |
|
MnO42 манганат |
|
MоO42 молибдат |
HNO2 азотистая |
NO2 нитрит |
HNO3 азотная |
NO3 нитрат |
HPO3 метафосфорная |
PO3 метафосфат |
H3PO4 ортофосфорная |
PO43 ортофосфат |
|
НPO42 гидроортофосфат |
|
Н2PO4 дигидроотофосфат |
H4P2O7 дифосфорная |
P2O74 дифосфат |
|
ReO4 перренат |
|
SO32 сульфит |
|
HSO3 гидросульфит |
H2SO4 серная |
SO42 сульфат |
|
НSO4 гидросульфат |
H2S2O7 дисерная |
S2O72 дисульфат |
H2S2O6(O2) пероксодисерная |
S2O6(O2)2 пероксодисульфат |
H2SO3S тиосерная |
SO3S2 тиосульфат |
H2SeO3 селенистая |
SeO32 селенит |
H2SeO4 селеновая |
SeO42 селенат |
H2SiO3 метакремниевая |
SiO32 метасиликат |
H4SiO4 ортокремниевая |
SiO44 ортосиликат |
H2TeO3 теллуристая |
TeO32 теллурит |
H2TeO4 метателлуровая |
TeO42 метателлурат |
H6TeO6 ортотеллуровая |
TeO66 ортотеллурат |
|
VO3 метаванадат |
|
VO43 ортованадат |
|
WO43 вольфрамат |
Менее распространенные кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например:
IO42 тетраоксоиодат (2 ) |
SO22 диоксосульфат(IV) |
MoO32 триоксомолибдат(IV) |
TeO52 пентаоксотеллурат(IV) |
PoO32 триоксополонат(IV) |
XeO64 гексаоксоксенонат(VIII) |
Названия кислотных остатков используют при построении названий солей. Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)n, где n = 1,2 (реже 3,4) и М n + катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:
NaOH гидроксид натрия |
Ba(OH)2 гидроксид бария |
KOH гидроксид калия |
La(OH)3 гидроксид лантана(III) |
Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция солеобразования), например:
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O ; Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O 4;
2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O
Соли тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мn+ и кислотные остатки*.
Соли с общей формулой Мх(ЕОу) n называют средними солями, а соли с незамещенными атомами водорода, кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид или(и) оксид ионы; такие соли называют основными солями. Приведем примеры и названия солей:
Ca3(PO4)2 |
ортофосфат кальция |
Ca(H2PO4)2 |
дигидроортофосфат кальция |
CaHPO4 |
гидроортофосфат кальция |
CuCO3 |
карбонат меди(II) |
Cu2CO3(OH)2 |
дигидроксид-карбонат димеди |
La(NO3)3 |
нитрат лантана(III) |
Ti(NO3)2O |
оксид-динитрат титана |
Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например: Ca(HSO4)2 + Ca(OH) = CaSO4 + 2H2O; Ca2SO4(OH)2 + H2SO4 = 2CaSO4 + 2H2O.
Встречаются также соли, содерхащие два разных катиона: их часто называют двойными солями, например:
KAl(SO4)2 |
сульфат алюминия-калия |
CaMg(CO3)2 |
карбонат магния-кальция |