H2O2 - quelle est cette substance ? Formules chimiques des substances Propriétés chimiques du H2O2

2.1. Le langage chimique et ses parties

L'humanité utilise de nombreuses langues différentes. Sauf langues naturelles(japonais, anglais, russe - plus de 2,5 mille au total), il y a aussi langues artificielles, par exemple, l'espéranto. Parmi les langues artificielles, il y a langues divers les sciences. Donc, en chimie, ils utilisent les leurs, langage chimique.
Langage chimique– un système de symboles et de concepts conçus pour un enregistrement et une transmission brefs, succincts et visuels d’informations chimiques.
Un message écrit dans la plupart des langues naturelles est divisé en phrases, les phrases en mots et les mots en lettres. Si nous appelons les phrases, les mots et les lettres des parties du langage, nous pouvons alors identifier des parties similaires dans le langage chimique (tableau 2).

Tableau 2.Parties du langage chimique

Il est impossible de maîtriser immédiatement une langue ; cela vaut également pour une langue chimique. Par conséquent, pour l'instant vous ne vous familiariserez qu'avec les bases de cette langue : apprenez quelques « lettres », apprenez à comprendre le sens des « mots » et des « phrases ». À la fin de ce chapitre, vous serez présenté des noms les substances chimiques font partie intégrante du langage chimique. Au fur et à mesure que vous étudiez la chimie, vos connaissances du langage chimique s’élargiront et s’approfondiront.

LANGAGE CHIMIQUE.
1.Quelles langues artificielles connaissez-vous (autres que celles mentionnées dans le texte du manuel) ?
2.En quoi les langues naturelles diffèrent-elles des langues artificielles ?
3. Pensez-vous qu'il est possible de décrire des phénomènes chimiques sans utiliser le langage chimique ? Si non, pourquoi pas ? Si oui, quels seraient les avantages et les inconvénients d’une telle description ?

2.2. Symboles des éléments chimiques

Le symbole d'un élément chimique représente l'élément lui-même ou un atome de cet élément.
Chacun de ces symboles est un nom latin abrégé d'un élément chimique, composé d'une ou deux lettres de l'alphabet latin (pour l'alphabet latin, voir l'annexe 1). Le symbole est écrit avec une lettre majuscule. Les symboles, ainsi que les noms russes et latins de certains éléments, sont donnés dans le tableau 3. Des informations sur l'origine des noms latins y sont également données. Il n'y a pas de règle générale pour la prononciation des symboles, c'est pourquoi le tableau 3 montre également la « lecture » du symbole, c'est-à-dire comment ce symbole est lu dans la formule chimique.

Il est impossible de remplacer le nom d'un élément par un symbole dans le discours oral, mais dans les textes manuscrits ou imprimés, cela est autorisé, mais pas recommandé. Actuellement, 110 éléments chimiques sont connus, 109 d'entre eux ont des noms et des symboles approuvés par l'Internationale. Union de Chimie Pure et Appliquée (IUPAC).
Le tableau 3 fournit des informations sur seulement 33 éléments. Ce sont ces éléments que vous rencontrerez en premier lorsque vous étudiez la chimie. Les noms russes (par ordre alphabétique) et les symboles de tous les éléments sont donnés en annexe 2.

Tableau 3.Noms et symboles de certains éléments chimiques

Nom
	Latin		En écrivant
-	En écrivant	Origine	-	-
Azote	N itrogénium	Du grec « donner naissance au salpêtre »		"fr"
Aluminium	Al l'aluminium	De lat. "alun"		"aluminium"
Argon	Ar va	Du grec "inactif"		"argon"
Baryum	Ba rium	Du grec " lourd"		"baryum"
Bor	B orum	De l'arabe "minéral blanc"		"bore"
Brome	Br omum	Du grec "malodorant"		"brome"
Hydrogène	H hydrogénium	Du grec "accoucher de l'eau"		"cendre"
Hélium	Il lium	Du grec " Soleil"		"hélium"
Fer	Fe rhum	De lat. "épée"		"ferrum"
Or	Au rhum	De lat. "brûlant"		"aurum"
Iode	je odum	Du grec "violette"		"l'iode"
Potassium	K alium	De l'arabe "lessive"		"potassium"
Calcium	Californie lcium	De lat. "calcaire"		"calcium"
Oxygène	Ô xygénium	Du grec "génératrice d'acide"		"Ô"
Silicium	Si Licium	De lat. "silex"		"silicium"
Krypton	Kr ypton	Du grec "caché"		"krypton"
Magnésium	M un g nésium	Du nom Péninsule de Magnésie		"magnésium"
Manganèse	M un n ganum	Du grec "nettoyage"		"manganèse"
Cuivre	Cu prune	Du grec nom O. Chypre		"cuprum"
Sodium	N / A trium	De l'arabe, "détergent"		"sodium"
Néon	Né sur	Du grec " nouveau"		"néon"
Nickel	Ni ccolonne	De lui. "Saint-Nicolas Cuivre"		"nickel"
Mercure	H ydrar g yrum	Lat. "argent liquide"		"hydrargyrum"
Plomb	P. lum b euh	De lat. noms d'un alliage de plomb et d'étain.		"plombier"
Soufre	S soufre	Du sanscrit « poudre combustible »		"es"
Argent	UN r g entum	Du grec " lumière"		"argentum"
Carbone	C Arboneum	De lat. " charbon"		"tsé"
Phosphore	P. hosphore	Du grec "porteur de lumière"		"peh"
Fluor	F luorum	De lat. verbe "couler"		"fluor"
Chlore	Cl orum	Du grec "verdâtre"		"chlore"
Chrome	C h r omium	Du grec "teinture"		"chrome"
Césium	C ae s ium	De lat. "bleu ciel"		"césium"
Zinc	Z je n sperme	De lui. "étain"		"zinc"

2.3. Formules chimiques

Utilisé pour désigner des substances chimiques formules chimiques.

Pour les substances moléculaires, une formule chimique peut désigner une molécule de cette substance.
Les informations sur une substance peuvent varier, il existe donc différentes types de formules chimiques.
Selon l'exhaustivité des informations, les formules chimiques sont divisées en quatre types principaux : protozoaires, moléculaire, de construction Et spatial.

Les indices de la formule la plus simple n'ont pas de diviseur commun.
L'index "1" n'est pas utilisé dans les formules.
Exemples de formules les plus simples : eau - H 2 O, oxygène - O, soufre - S, oxyde de phosphore - P 2 O 5, butane - C 2 H 5, acide phosphorique - H 3 PO 4, chlorure de sodium (sel de table) - NaCl.
La formule la plus simple de l'eau (H 2 O) montre que la composition de l'eau comprend l'élément hydrogène(H) et élément oxygène(O), et dans n'importe quelle portion (une portion est une partie de quelque chose qui peut être divisée sans perdre ses propriétés.) d'eau, le nombre d'atomes d'hydrogène est le double du nombre d'atomes d'oxygène.
Nombre de particules, y compris nombre d'atomes, désigné par une lettre latine N. Désignant le nombre d’atomes d’hydrogène – N H, et le nombre d'atomes d'oxygène est N O, on peut écrire ça

Ou N H : N O=2:1.

La formule la plus simple de l'acide phosphorique (H 3 PO 4) montre que l'acide phosphorique contient des atomes hydrogène, atomes phosphore et des atomes oxygène, et le rapport du nombre d'atomes de ces éléments dans n'importe quelle partie de l'acide phosphorique est de 3:1:4, c'est-à-dire

NH : N P : N O=3:1:4.

La formule la plus simple peut être compilée pour n'importe quelle substance chimique individuelle, et pour une substance moléculaire, elle peut en outre être compilée formule moléculaire.

Exemples de formules moléculaires : eau - H 2 O, oxygène - O 2, soufre - S 8, oxyde de phosphore - P 4 O 10, butane - C 4 H 10, acide phosphorique - H 3 PO 4.

Les substances non moléculaires n'ont pas de formules moléculaires.

La séquence d'écriture des symboles des éléments dans les formules simples et moléculaires est déterminée par les règles du langage chimique, avec lesquelles vous vous familiariserez au cours de vos études de chimie. Les informations véhiculées par ces formules ne sont pas affectées par la séquence de symboles.

Parmi les signes reflétant la structure des substances, nous n'utiliserons pour l'instant que accident vasculaire cérébral de valence("tiret"). Ce signe montre la présence entre les atomes de ce qu'on appelle une liaison covalente(de quel type de connexion il s'agit et quelles sont ses caractéristiques, vous le découvrirez bientôt).

Dans une molécule d'eau, un atome d'oxygène est relié par des liaisons simples à deux atomes d'hydrogène, mais les atomes d'hydrogène ne sont pas connectés entre eux. C’est précisément ce que montre clairement la formule développée de l’eau.

Autre exemple : la molécule de soufre S8. Dans cette molécule, 8 atomes de soufre forment un cycle à huit chaînons, dans lequel chaque atome de soufre est relié à deux autres atomes par des liaisons simples. Comparez la formule développée du soufre avec le modèle tridimensionnel de sa molécule présenté sur la figure. 3. Veuillez noter que la formule développée du soufre ne transmet pas la forme de sa molécule, mais montre uniquement la séquence de connexion des atomes par des liaisons covalentes.

La formule développée de l'acide phosphorique montre que dans la molécule de cette substance, l'un des quatre atomes d'oxygène est connecté uniquement à l'atome de phosphore par une double liaison, et l'atome de phosphore, à son tour, est connecté à trois autres atomes d'oxygène par des liaisons simples. . Chacun de ces trois atomes d'oxygène est également relié par une simple liaison à l'un des trois atomes d'hydrogène présents dans la molécule.

Comparez le modèle tridimensionnel suivant d'une molécule de méthane avec sa formule spatiale, structurelle et moléculaire :

Dans la formule spatiale du méthane, des traits de valence en forme de coin, comme en perspective, montrent lequel des atomes d'hydrogène est « le plus proche de nous » et lequel est « le plus éloigné de nous ».

Parfois, la formule spatiale indique les longueurs de liaison et les angles entre les liaisons dans une molécule, comme le montre l'exemple d'une molécule d'eau.

Les substances non moléculaires ne contiennent pas de molécules. Pour la commodité des calculs chimiques dans une substance non moléculaire, ce qu'on appelle unité de formule.

Exemples de composition des unités de formule de certaines substances : 1) dioxyde de silicium (sable de quartz, quartz) SiO 2 – une unité de formule se compose d'un atome de silicium et de deux atomes d'oxygène ; 2) chlorure de sodium (sel de table) NaCl – l'unité de formule se compose d'un atome de sodium et d'un atome de chlore ; 3) fer Fe - une unité de formule est constituée d'un atome de fer. Comme une molécule, une unité de formule est la plus petite partie d'une substance qui conserve ses propriétés chimiques.

Tableau 4

Informations véhiculées par différents types de formules

Type de formule

Informations véhiculées par la formule.

Le plus simple

Moléculaire

De construction

Spatial

Les atomes dont les éléments composent la substance.
Relations entre les nombres d'atomes de ces éléments.
Le nombre d'atomes de chaque élément dans une molécule.
Types de liaisons chimiques.
La séquence de jonction d’atomes par des liaisons covalentes.
Multiplicité des liaisons covalentes.
Disposition mutuelle des atomes dans l'espace.
Longueurs de liaison et angles entre les liaisons (si spécifié).

Considérons maintenant, à l'aide d'exemples, quelles informations nous donnent différents types de formules.

1. Substance : acide acétique. La formule la plus simple est CH 2 O, la formule moléculaire est C 2 H 4 O 2, la formule développée

La formule la plus simple nous dit que
1) l'acide acétique contient du carbone, de l'hydrogène et de l'oxygène ;
2) dans cette substance, le nombre d'atomes de carbone est lié au nombre d'atomes d'hydrogène et au nombre d'atomes d'oxygène, comme 1 : 2 : 1, c'est-à-dire N H : N C : N O = 1:2:1.
Formule moléculaire ajoute que
3) dans une molécule d'acide acétique, il y a 2 atomes de carbone, 4 atomes d'hydrogène et 2 atomes d'oxygène.
Formule structurelle ajoute que
4, 5) dans une molécule, deux atomes de carbone sont reliés entre eux par une simple liaison ; l'un d'eux, en outre, est relié à trois atomes d'hydrogène, chacun avec une simple liaison, et l'autre à deux atomes d'oxygène, l'un avec une double liaison et l'autre avec une simple liaison ; le dernier atome d'oxygène est toujours relié par une simple liaison au quatrième atome d'hydrogène.

2. Substance : chlorure de sodium. La formule la plus simple est NaCl.
1) Le chlorure de sodium contient du sodium et du chlore.
2) Dans cette substance, le nombre d'atomes de sodium est égal au nombre d'atomes de chlore.

3. Substance : fer. La formule la plus simple est Fe.
1) Cette substance ne contient que du fer, c’est-à-dire qu’il s’agit d’une substance simple.

4. Substance : acide trimétaphosphorique . La formule la plus simple est HPO 3, la formule moléculaire est H 3 P 3 O 9, la formule développée

1) L'acide trimétaphosphorique contient de l'hydrogène, du phosphore et de l'oxygène.
2) N H : N P : N O = 1:1:3.
3) La molécule est constituée de trois atomes d’hydrogène, trois atomes de phosphore et neuf atomes d’oxygène.
4, 5) Trois atomes de phosphore et trois atomes d'oxygène, en alternance, forment un cycle à six chaînons. Toutes les connexions du cycle sont simples. Chaque atome de phosphore est en outre relié à deux autres atomes d’oxygène, l’un par une double liaison et l’autre par une simple liaison. Chacun des trois atomes d'oxygène reliés par des liaisons simples aux atomes de phosphore est également relié par une liaison simple à un atome d'hydrogène.

Acide phosphorique – H 3 PO 4(un autre nom est acide orthophosphorique) est une substance cristalline transparente, incolore, de structure moléculaire qui fond à 42 ° C. Cette substance se dissout très bien dans l'eau et absorbe même la vapeur d'eau de l'air (hygroscopique). L'acide phosphorique est produit en grande quantité et est utilisé principalement dans la production d'engrais phosphatés, mais aussi dans l'industrie chimique, dans la production d'allumettes et même dans la construction. De plus, l'acide phosphorique est utilisé dans la fabrication de ciment en technologie dentaire et entre dans la composition de nombreux médicaments. Cet acide est assez bon marché, c'est pourquoi dans certains pays, comme les États-Unis, de l'acide phosphorique très pur, fortement dilué avec de l'eau, est ajouté aux boissons rafraîchissantes pour remplacer l'acide citrique coûteux.

Méthane - CH 4. Si vous possédez une cuisinière à gaz chez vous, vous rencontrez cette substance tous les jours : le gaz naturel qui brûle dans les brûleurs de votre cuisinière est composé à 95 % de méthane. Le méthane est un gaz incolore et inodore dont le point d'ébullition est de –161 o C. Mélangé à l'air, il est explosif, ce qui explique les explosions et les incendies qui surviennent parfois dans les mines de charbon (un autre nom du méthane est grisou). Le troisième nom du méthane - gaz des marais - est dû au fait que des bulles de ce gaz particulier s'élèvent du fond des marécages, où il se forme en raison de l'activité de certaines bactéries. Dans l'industrie, le méthane est utilisé comme combustible et matière première pour la production d'autres substances. Le méthane est le plus simple hydrocarbure. Cette classe de substances comprend également l'éthane (C 2 H 6), le propane (C 3 H 8), l'éthylène (C 2 H 4), l'acétylène (C 2 H 2) et de nombreuses autres substances.

Tableau 5.Exemples de différents types de formules pour certaines substances-

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Les méthodes industrielles de production de substances simples dépendent de la forme sous laquelle l'élément correspondant se trouve dans la nature, c'est-à-dire de la matière première pour sa production. Ainsi, l'oxygène, disponible à l'état libre, est obtenu physiquement - par séparation de l'air liquide. L'hydrogène se présente presque entièrement sous forme de composés, c'est pourquoi des méthodes chimiques sont utilisées pour l'obtenir. En particulier, des réactions de décomposition peuvent être utilisées. Une façon de produire de l’hydrogène consiste à décomposer l’eau par le courant électrique.

La principale méthode industrielle de production d’hydrogène est la réaction du méthane, qui fait partie du gaz naturel, avec l’eau. Elle est réalisée à haute température (il est facile de vérifier qu'en faisant passer le méthane même dans de l'eau bouillante, aucune réaction ne se produit) :

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

En laboratoire, pour obtenir des substances simples, ils n'utilisent pas nécessairement de matières premières naturelles, mais choisissent les matières premières à partir desquelles il est plus facile d'isoler la substance recherchée. Par exemple, en laboratoire, l’oxygène ne provient pas de l’air. Il en va de même pour la production d’hydrogène. L'une des méthodes de production d'hydrogène en laboratoire, parfois utilisée dans l'industrie, est la décomposition de l'eau par le courant électrique.

Généralement, l’hydrogène est produit en laboratoire en faisant réagir du zinc avec de l’acide chlorhydrique.

Dans l'industrie

1.Électrolyse de solutions aqueuses salines :

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Faire passer de la vapeur d'eau sur du coca chaudà des températures autour de 1000°C :

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Du gaz naturel.

Conversion vapeur : CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Oxydation catalytique avec l'oxygène : 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Craquage et reformage des hydrocarbures lors du raffinage du pétrole.

Dans le laboratoire

1.L'effet des acides dilués sur les métaux. Pour réaliser cette réaction, le zinc et l'acide chlorhydrique sont le plus souvent utilisés :

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Interaction du calcium avec l'eau :

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydrolyse des hydrures :

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Effet des alcalis sur le zinc ou l'aluminium :

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Utilisation de l'électrolyse. Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses d'alcalis ou d'acides, de l'hydrogène est libéré au niveau de la cathode, par exemple :

2H 3 O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

Bioréacteur pour la production d'hydrogène

Propriétés physiques

L'hydrogène gazeux peut exister sous deux formes (modifications) - sous forme d'ortho et de para-hydrogène.

Dans une molécule d'orthohydrogène (point de fusion −259,10 °C, point d'ébullition −252,56 °C), les spins nucléaires sont dirigés de manière identique (parallèle), et dans le parahydrogène (point de fusion −259,32 °C, point d'ébullition -252,89 °C) - opposés les uns aux autres (antiparallèles).

Les formes allotropiques de l'hydrogène peuvent être séparées par adsorption sur charbon actif à la température de l'azote liquide. À très basse température, l’équilibre entre orthohydrogène et parahydrogène est presque entièrement déplacé vers ce dernier. À 80 K, le rapport des formes est d'environ 1:1. Lorsqu'il est chauffé, le parahydrogène désorbé est converti en orthohydrogène jusqu'à formation d'un mélange équilibré à température ambiante (ortho-para : 75 : 25). Sans catalyseur, la transformation se produit lentement, ce qui permet d'étudier les propriétés de formes allotropiques individuelles. La molécule d'hydrogène est diatomique - H₂. Dans des conditions normales, c'est un gaz incolore, inodore et insipide. L'hydrogène est le gaz le plus léger, sa densité est plusieurs fois inférieure à celle de l'air. Évidemment, plus la masse des molécules est faible, plus leur vitesse est élevée à la même température. En tant que molécules les plus légères, les molécules d’hydrogène se déplacent plus rapidement que les molécules de tout autre gaz et peuvent ainsi transférer la chaleur d’un corps à un autre plus rapidement. Il s’ensuit que l’hydrogène possède la conductivité thermique la plus élevée parmi les substances gazeuses. Sa conductivité thermique est environ sept fois supérieure à la conductivité thermique de l'air.

Propriétés chimiques

Les molécules d'hydrogène H₂ sont assez fortes, et pour que l'hydrogène réagisse, il faut dépenser beaucoup d'énergie : H 2 = 2H - 432 kJ Par conséquent, à des températures ordinaires, l'hydrogène ne réagit qu'avec des métaux très actifs, par exemple le calcium, formant du calcium hydrure : Ca + H 2 = CaH 2 et avec le seul non-métal - fluor, formant du fluorure d'hydrogène : F 2 + H 2 = 2HF Avec la plupart des métaux et non-métaux, l'hydrogène réagit à des températures élevées ou sous d'autres influences, par exemple , éclairage. Il peut « enlever » l'oxygène de certains oxydes, par exemple : CuO + H 2 = Cu + H 2 0 L'équation écrite reflète la réaction de réduction. Les réactions de réduction sont des processus dans lesquels l'oxygène est éliminé d'un composé ; Les substances qui absorbent l’oxygène sont appelées agents réducteurs (elles s’oxydent elles-mêmes). Par la suite, une autre définition des concepts « oxydation » et « réduction » sera donnée. Et cette définition, historiquement la première, conserve toute sa signification aujourd’hui, notamment en chimie organique. La réaction de réduction est l’opposé de la réaction d’oxydation. Ces deux réactions se produisent toujours simultanément comme un seul processus : lorsqu'une substance est oxydée (réduite), la réduction (oxydation) d'une autre se produit nécessairement simultanément.

N2 + 3H2 → 2NH3

Formes avec halogènes halogénures d'hydrogène:

F 2 + H 2 → 2 HF, la réaction se produit de manière explosive dans l'obscurité et à n'importe quelle température, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, la réaction se produit de manière explosive, uniquement à la lumière.

Il interagit avec la suie sous forte chaleur :

C + 2H 2 → CH 4

Interaction avec les métaux alcalins et alcalino-terreux

L'hydrogène se forme avec des métaux actifs hydrures:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Hydrures- substances salines, solides, facilement hydrolysables :

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Interaction avec des oxydes métalliques (généralement des éléments D)

Les oxydes sont réduits en métaux :

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hydrogénation de composés organiques

Lorsque l'hydrogène agit sur des hydrocarbures insaturés en présence d'un catalyseur au nickel et à des températures élevées, une réaction se produit hydrogénation:

CH 2 =CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

L'hydrogène réduit les aldéhydes en alcools :

CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.

Géochimie de l'hydrogène

L'hydrogène est le principal matériau de construction de l'univers. C'est l'élément le plus courant et tous les éléments en sont formés à la suite de réactions thermonucléaires et nucléaires.

L'hydrogène H2 libre est relativement rare dans les gaz terrestres, mais sous forme d'eau, il joue un rôle extrêmement important dans les processus géochimiques.

L'hydrogène peut être présent dans les minéraux sous forme d'ions ammonium, d'ions hydroxyle et d'eau cristalline.

Dans l’atmosphère, de l’hydrogène est produit en permanence à la suite de la décomposition de l’eau par le rayonnement solaire. Il migre vers la haute atmosphère et s’échappe dans l’espace.

Application

Énergie hydrogène

L'hydrogène atomique est utilisé pour le soudage à l'hydrogène atomique.

Dans l’industrie agroalimentaire, l’hydrogène est enregistré comme additif alimentaire E949, comme le gaz d’emballage.

Caractéristiques du traitement

L'hydrogène, lorsqu'il est mélangé à l'air, forme un mélange explosif, appelé gaz détonant. Ce gaz est plus explosif lorsque le rapport volumique de l'hydrogène et de l'oxygène est de 2:1, ou que l'hydrogène et l'air sont d'environ 2:5, puisque l'air contient environ 21 % d'oxygène. L'hydrogène présente également un risque d'incendie. L'hydrogène liquide peut provoquer de graves engelures s'il entre en contact avec la peau.

Les concentrations explosives d'hydrogène et d'oxygène varient de 4 à 96 % en volume. Lorsqu'il est mélangé avec de l'air de 4 % à 75(74) % en volume.

Utilisation de l'hydrogène

Dans l’industrie chimique, l’hydrogène est utilisé dans la production d’ammoniac, de savon et de plastiques. Dans l’industrie alimentaire, la margarine est fabriquée à partir d’huiles végétales liquides utilisant de l’hydrogène. L'hydrogène est très léger et s'élève toujours dans l'air. Il était une fois des dirigeables et des ballons remplis d’hydrogène. Mais dans les années 30. XXe siècle Plusieurs catastrophes terribles se sont produites lorsque des dirigeables ont explosé et brûlé. De nos jours, les dirigeables sont remplis d’hélium. L'hydrogène est également utilisé comme carburant pour les fusées. Un jour, l’hydrogène pourrait être largement utilisé comme carburant pour les voitures et les camions. Les moteurs à hydrogène ne polluent pas l’environnement et n’émettent que de la vapeur d’eau (bien que la production d’hydrogène elle-même entraîne une certaine pollution de l’environnement). Notre Soleil est principalement constitué d’hydrogène. La chaleur et la lumière solaires sont le résultat de la libération d’énergie nucléaire issue de la fusion de noyaux d’hydrogène.

Utiliser l’hydrogène comme carburant (rentable)

La caractéristique la plus importante des substances utilisées comme combustible est leur chaleur de combustion. Du cours de chimie générale, on sait que la réaction entre l'hydrogène et l'oxygène se produit avec dégagement de chaleur. Si nous prenons 1 mol H 2 (2 g) et 0,5 mol O 2 (16 g) dans des conditions standard et excitons la réaction, alors selon l'équation

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O

une fois la réaction terminée, 1 mole de H 2 O (18 g) est formée avec libération d'énergie de 285,8 kJ/mol (à titre de comparaison : la chaleur de combustion de l'acétylène est de 1300 kJ/mol, du propane - 2200 kJ/mol) . 1 m³ d'hydrogène pèse 89,8 g (44,9 mol). Ainsi, pour produire 1 m³ d’hydrogène, 12 832,4 kJ d’énergie seront dépensés. En tenant compte du fait que 1 kWh = 3600 kJ, nous obtenons 3,56 kWh d'électricité. Connaissant le tarif de 1 kWh d'électricité et le coût de 1 m³ de gaz, on peut conclure qu'il est conseillé de passer à l'hydrogène carburant.

Par exemple, le modèle expérimental Honda FCX de 3e génération avec un réservoir d'hydrogène de 156 litres (contient 3,12 kg d'hydrogène sous une pression de 25 MPa) parcourt 355 km. Ainsi, à partir de 3,12 kg H2, on obtient 123,8 kWh. Aux 100 km, la consommation d'énergie sera de 36,97 kWh. Connaissant le coût de l'électricité, le coût du gaz ou de l'essence et leur consommation pour une voiture aux 100 km, il est facile de calculer l'effet économique négatif du passage des voitures à l'hydrogène. Disons (Russie 2008) que 10 cents par kWh d'électricité conduisent au fait que 1 m³ d'hydrogène entraîne un prix de 35,6 cents, et en tenant compte de l'efficacité de décomposition de l'eau de 40 à 45 cents, la même quantité de kWh la combustion de l'essence coûte 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 cents/l=34 cents au prix de détail, tandis que pour l'hydrogène nous avons calculé l'option idéale, sans tenir compte du transport, de la dépréciation des équipements, etc. Pour le méthane avec Avec une énergie de combustion d'environ 39 MJ par m³, le résultat sera deux à quatre fois inférieur en raison de la différence de prix (1 m³ pour l'Ukraine coûte 179 dollars et pour l'Europe 350 dollars). Autrement dit, une quantité équivalente de méthane coûtera 10 à 20 centimes.

Cependant, il ne faut pas oublier que lorsque nous brûlons de l’hydrogène, nous obtenons de l’eau propre dont il a été extrait. Autrement dit, nous avons une énergie renouvelable accapareur l'énergie sans nuire à l'environnement, contrairement au gaz ou à l'essence qui sont des sources d'énergie primaires.

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Les formules des liaisons covalentes sont fondamentalement différentes des formules des liaisons ioniques. Le fait est que les composés covalents peuvent se former de différentes manières, de sorte que différents composés peuvent apparaître à la suite de la réaction.

1. Formule empirique

La formule empirique spécifie les éléments qui composent la molécule dans leurs plus petits rapports en nombres entiers.

Par exemple, C 2 H 6 O - le composé contient deux atomes de carbone, six atomes d'hydrogène et un atome d'oxygène.

2. Formule moléculaire

La formule moléculaire indique de quels atomes est constitué le composé et en quelles quantités ces atomes y sont présents.

Par exemple, pour le composé C 2 H 6 O, les formules moléculaires peuvent être : C 4 H 12 O 2 ; C6H18O3...

Pour décrire complètement un composé covalent, la formule moléculaire ne suffit pas :

Comme vous pouvez le constater, les deux composés ont la même formule moléculaire - C 2 H 6 O, mais sont des substances complètement différentes :

l'éther diméthylique est utilisé dans les unités de réfrigération ;
l'alcool éthylique est la base des boissons alcoolisées.

3. Formule structurelle

La formule développée sert à déterminer avec précision le composé covalent, car, en plus des éléments du composé et du nombre d'atomes, elle indique également diagramme de connexion Connexions.

La formule développée est utilisée formule électron-point Et Formule de Lewis.

4. Formule développée pour l'eau (H 2 O)

Considérons la procédure de construction d'une formule développée en utilisant l'exemple d'une molécule d'eau.

I Construire le cadre de connexion

Les atomes d’un composé sont disposés autour d’un atome central. Les atomes centraux sont généralement : le carbone, le silicium, l'azote, le phosphore, l'oxygène, le soufre.

II Trouver la somme des électrons de valence de tous les atomes du composé

Pour l'eau : H 2 O = (2 1 + 6) = 8

Un atome d'hydrogène a un électron de valence et un atome d'oxygène en a 6. Puisqu'il y a deux atomes d'hydrogène dans le composé, le nombre total d'électrons de valence dans une molécule d'eau sera de 8.

III Déterminer le nombre de liaisons covalentes dans une molécule d'eau

Déterminé par la formule : S = N - A, Où

S- le nombre d'électrons partagés dans la molécule ;

N- la somme des électrons de valence correspondant au niveau d'énergie externe complété des atomes du composé :

N=2- pour l'atome d'hydrogène ;

N=8- pour les atomes d'autres éléments

UN- la somme des électrons de valence de tous les atomes du composé.

N = 2 2 + 8 = 12

A = 2 1 +6 = 8

S = 12 - 8 = 4

Il y a 4 électrons partagés dans une molécule d’eau. Puisqu’une liaison covalente est constituée d’une paire d’électrons, nous obtenons deux liaisons covalentes.

IV Distribution des électrons partagés

Il doit y avoir au moins une liaison entre l’atome central et les atomes qui l’entourent. Pour une molécule d'eau, il y aura deux liaisons de ce type pour chaque atome d'hydrogène :

V Distribuer les électrons restants

Sur les huit électrons de valence, quatre ont déjà été distribués. Où « mettre » les quatre électrons restants ?

Chaque atome du composé doit avoir un octet complet d’électrons. Pour l’hydrogène, c’est deux électrons ; pour l'oxygène - 8.

Les électrons partagés sont appelés de liaison.

La formule électron-point et la formule de Lewis décrivent clairement la structure d'une liaison covalente, mais sont lourdes et prennent beaucoup de place. Ces inconvénients peuvent être évités en utilisant formule développée condensée, qui indique uniquement l'ordre des connexions.

Un exemple de formule développée condensée :

éther diméthylique - CH 3 OCH 3
alcool éthylique - C 2 H 5 OH

La classification des substances inorganiques et leur nomenclature sont basées sur la caractéristique la plus simple et la plus constante dans le temps - composition chimique, qui montre les atomes des éléments qui forment une substance donnée dans leur rapport numérique. Si une substance est constituée d'atomes d'un élément chimique, c'est-à-dire est la forme d'existence de cet élément sous forme libre, alors on l'appelle simple substance; si la substance est composée d’atomes de deux éléments ou plus, alors on l’appelle substance complexe. Toutes les substances simples (sauf les substances monoatomiques) et toutes les substances complexes sont généralement appelées composants chimiques, car en eux les atomes d'un ou de différents éléments sont reliés les uns aux autres par des liaisons chimiques.

La nomenclature des substances inorganiques se compose de formules et de noms. Formule chimique - représentation de la composition d'une substance à l'aide de symboles d'éléments chimiques, d'indices numériques et de quelques autres signes. Nom chimique - image de la composition d'une substance à l'aide d'un mot ou d'un groupe de mots. La construction des formules et des noms chimiques est déterminée par le système règles de nomenclature.

Les symboles et noms des éléments chimiques sont donnés dans le tableau périodique des éléments de D.I. Mendeleïev. Les éléments sont classiquement divisés en les métaux Et non-métaux . Les non-métaux comprennent tous les éléments du groupe VIIIA (gaz rares) et du groupe VIIA (halogènes), les éléments du groupe VIA (sauf le polonium), les éléments azote, phosphore, arsenic (groupe VA) ; carbone, silicium (groupe IVA) ; le bore (groupe IIIA), ainsi que l'hydrogène. Les éléments restants sont classés comme métaux.

Lors de la compilation des noms de substances, les noms d'éléments russes sont généralement utilisés, par exemple dioxygène, difluorure de xénon, sélénate de potassium. Traditionnellement, pour certains éléments, les racines de leurs noms latins sont introduites dans des termes dérivés :

Par exemple: carbonate, manganate, oxyde, sulfure, silicate.

Titres substances simples se composent d'un mot - le nom d'un élément chimique avec un préfixe numérique, par exemple :

Les éléments suivants sont utilisés préfixes numériques:

Un nombre indéfini est indiqué par un préfixe numérique n-poly.

Pour certaines substances simples, ils utilisent également spécial des noms tels que O 3 - ozone, P 4 - phosphore blanc.

Formules chimiques substances complexes composé de la désignation électropositif(cations conditionnelles et réelles) et électronégatif(anions conditionnels et réels), par exemple CuSO 4 (ici Cu 2+ est un vrai cation, SO 4 2 - est un vrai anion) et PCl 3 (ici P +III est un cation conditionnel, Cl -I est un anion conditionnel).

Titres substances complexes composé selon des formules chimiques de droite à gauche. Ils sont constitués de deux mots - les noms des composantes électronégatives (au nominatif) et des composantes électropositives (au génitif), par exemple :

CuSO 4 - sulfate de cuivre(II)
PCl 3 - trichlorure de phosphore
LaCl 3 - chlorure de lanthane (III)
CO - monoxyde de carbone

Le nombre de composants électropositifs et électronégatifs dans les noms est indiqué par les préfixes numériques donnés ci-dessus (méthode universelle), ou par les états d'oxydation (s'ils peuvent être déterminés par la formule) en utilisant des chiffres romains entre parenthèses (le signe plus est omis). Dans certains cas, la charge des ions est indiquée (pour les cations et anions de composition complexe), à l'aide de chiffres arabes avec le signe correspondant.

Les noms spéciaux suivants sont utilisés pour les cations et anions multiéléments courants :

H 2 F + - fluorium	C 2 2 - - acétyléniure
H 3 O + - oxonium	CN - - cyanure
H 3 S + - sulfonium	CNO - - fulminer
NH 4 + - ammonium	HF 2 - - hydrodifluorure
N 2 H 5 + - hydrazinium(1+)	HO 2 - - hydroperoxyde
N 2 H 6 + - hydrazinium(2+)	HS - - hydrosulfure
NH 3 OH + - hydroxylamine	N 3 - - azoture
NO+ - nitrosyle	NCS - - thiocyanate
NO 2 + - nitroyle	O 2 2 - - peroxyde
O 2 + - dioxygényle	O 2 - - superoxyde
PH 4 + - phosphonium	O 3 - - ozonide
VO 2+ - vanadyl	OCN - - cyanate
UO 2+ - uranyle	OH - - hydroxyde

Pour un petit nombre de substances bien connues, il est également utilisé spécial titres :

1. Hydroxydes acides et basiques. Sels

Les hydroxydes sont un type de substances complexes qui contiennent des atomes de certains éléments E (à l'exception du fluor et de l'oxygène) et des groupes hydroxyle OH ; formule générale des hydroxydes E(OH) n, Où n= 1÷6. Forme d'hydroxydes E(OH) n appelé ortho-forme; à n> L'hydroxyde 2 peut également être trouvé dans méta-forme, qui comprend, en plus des atomes E et des groupes OH, des atomes d'oxygène O, par exemple E(OH) 3 et EO(OH), E(OH) 4 et E(OH) 6 et EO 2 (OH) 2 .

Les hydroxydes sont divisés en deux groupes aux propriétés chimiques opposées : les hydroxydes acides et basiques.

Hydroxydes acides contiennent des atomes d'hydrogène, qui peuvent être remplacés par des atomes métalliques soumis à la règle de valence stoechiométrique. La plupart des hydroxydes d'acide se trouvent dans méta-forme, et les atomes d'hydrogène dans les formules des hydroxydes acides sont donnés en premier lieu, par exemple, H 2 SO 4, HNO 3 et H 2 CO 3, et non SO 2 (OH) 2, NO 2 (OH) et CO ( OH) 2. La formule générale des hydroxydes d'acide est H X EO à, où la composante électronégative EO oui x - appelé résidu acide. Si tous les atomes d’hydrogène ne sont pas remplacés par un métal, ils restent alors dans le résidu acide.

Les noms des hydroxydes d'acide courants se composent de deux mots : le nom propre avec la terminaison « aya » et le mot de groupe « acide ». Voici les formules et noms propres des hydroxydes d'acides courants et de leurs résidus acides (un tiret signifie que l'hydroxyde n'est pas connu sous forme libre ou dans une solution aqueuse acide) :

hydroxyde d'acide	résidu acide
HAsO 2 - métaarsenic	AsO 2 - - métaarsénite
H 3 AsO 3 - orthoarsenic	AsO 3 3 - - orthoarsénite
H 3 AsO 4 - arsenic	AsO 4 3 - - arséniate
	B 4 O 7 2 - - tétraborate
	ВiО 3 - - bismuthate
HBrO - bromure	BrO - - hypobromite
HBrO 3 - bromé	BrO 3 - - bromate
H 2 CO 3 - charbon	CO 3 2 - - carbonate
HClO - hypochloreux	ClO- - hypochlorite
HClO 2 - chlorure	ClO2 - - chlorite
HClO 3 - chlorique	ClO3 - - chlorate
HClO 4 - chlore	ClO4 - - perchlorate
H 2 CrO 4 - chromé	CrO 4 2 - - chromate
	НCrO 4 - - hydrochromate
H 2 Cr 2 O 7 - dichromique	Cr2O72 - - dichromate
	FeO 4 2 - - ferrite
HIO 3 - iode	OI 3 - - iodate
HIO 4 - métaiode	OI 4 - - métapériode
H 5 IO 6 - orthoiode	OI 6 5 - - orthopériode
HMnO 4 - manganèse	MnO4- - permanganate
	MnO 4 2 - - manganate
	MoO 4 2 - - molybdate
HNO 2 - azoté	NON 2 - - nitrite
HNO 3 - azote	N ° 3 - - nitrate
HPO 3 - métaphosphorique	OREN 3 - - métaphosphate
H 3 PO 4 - orthophosphorique	OREN 4 3 - - orthophosphate
	НPO 4 2 - - hydroorthophosphate
	H2PO4 - - dihydroothophosphate
H 4 P 2 O 7 - diphosphorique	P 2 O 7 4 - - diphosphate
	RéO 4 - - perrhénate
	DONC 3 2 - - sulfite
	HSO 3 - - hydrosulfite
H 2 SO 4 - sulfurique	DONC 4 2 - - sulfate
	HSO 4 - - sulfate d'hydrogène
H 2 S 2 O 7 - disulfure	S2O72 - - disulfate
H 2 S 2 O 6 (O 2) - peroxodisulfure	S 2 O 6 (O 2) 2 - - peroxodisulfate
H 2 SO 3 S - thiosoufre	SO 3 S 2 - - thiosulfate
H 2 SeO 3 - sélénium	SéO 3 2 - - sélénite
H 2 SeO 4 - sélénium	SéO 4 2 - - sélénate
H 2 SiO 3 - métasilicium	SiO 3 2 - - métasilicate
H 4 SiO 4 - orthosilicium	SiO 4 4 - - orthosilicate
H 2 TeO 3 - tellurique	TeO 3 2 - - tellurite
H 2 TeO 4 - métatellurique	TeO 4 2 - - métatellure
H 6 TeO 6 - orthotellurique	TeO 6 6 - - orthotellure
	VO 3 - - métavanadate
	VO 4 3 - - orthovanadate
	WO 4 3 - - tungstate

Les hydroxydes d'acides moins courants sont nommés selon les règles de nomenclature des composés complexes, par exemple :

Les noms des résidus acides sont utilisés pour construire les noms des sels.

Hydroxydes basiques contiennent des ions hydroxyde, qui peuvent être remplacés par des résidus acides soumis à la règle de valence stoechiométrique. Tous les hydroxydes basiques se trouvent dans ortho-forme; leur formule générale est M(OH) n, Où n= 1,2 (moins souvent 3,4) et M n+ est un cation métallique. Exemples de formules et noms d'hydroxydes basiques :

La propriété chimique la plus importante des hydroxydes basiques et acides est leur interaction les uns avec les autres pour former des sels ( réaction de formation de sel), Par exemple:

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

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O

Les sels sont un type de substances complexes contenant des cations M n+ et résidus acides*.

Sels de formule générale M X(EO à)n appelé moyenne sels et sels avec des atomes d'hydrogène non substitués - aigre sels. Parfois, les sels contiennent également des ions hydroxyde et/ou oxyde ; ces sels sont appelés principal sels. Voici des exemples et des noms de sels :

	Orthophosphate de calcium
	Orthophosphate dihydrogène de calcium
	Hydrogénophosphate de calcium
	Carbonate de cuivre(II)
Cu 2 CO 3 (OH) 2	Carbonate de dihydroxyde de cuivre
	Nitrate de lanthane(III)
	Dinitrate d'oxyde de titane

Les sels acides et basiques peuvent être convertis en sels moyens par réaction avec l'hydroxyde basique et acide approprié, par exemple :

Ca(HSO 4) 2 + Ca(OH) = CaSO 4 + 2H 2 O

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

Il existe également des sels contenant deux cations différents : ils sont souvent appelés sels doubles, Par exemple:

2. Oxydes acides et basiques

Oxydes E XÀ PROPOS à- produits de déshydratation complète des hydroxydes :

Hydroxydes d'acide (H 2 SO 4, H 2 CO 3) réponse aux oxydes d'acide(SO 3, CO 2) et hydroxydes basiques (NaOH, Ca(OH) 2) - basiqueoxydes(Na 2 O, CaO), et l'état d'oxydation de l'élément E ne change pas lors du passage de l'hydroxyde à l'oxyde. Exemple de formules et noms d'oxydes :

Les oxydes acides et basiques conservent les propriétés salifiantes des hydroxydes correspondants lorsqu'ils interagissent avec des hydroxydes de propriétés opposées ou entre eux :

N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2 O

3CaO + 2H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

La 2 O 3 + 3SO 3 = La 2 (SO 4) 3

3. Oxydes et hydroxydes amphotères

Amphotéricité hydroxydes et oxydes - une propriété chimique consistant en la formation de deux rangées de sels par eux, par exemple pour l'hydroxyde d'aluminium et l'oxyde d'aluminium :

(a) 2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

(b) 2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

Ainsi, l'hydroxyde et l'oxyde d'aluminium dans les réactions (a) présentent les propriétés principal les hydroxydes et les oxydes, c'est-à-dire réagir avec les hydroxydes et l'oxyde acides, formant le sel correspondant - le sulfate d'aluminium Al 2 (SO 4) 3, tandis que dans les réactions (b), ils présentent également les propriétés acide les hydroxydes et les oxydes, c'est-à-dire réagir avec l'hydroxyde basique et l'oxyde, formant un sel - dioxoaluminate de sodium (III) NaAlO 2. Dans le premier cas, l'élément aluminium présente la propriété d'un métal et fait partie du composant électropositif (Al 3+), dans le second - la propriété d'un non-métal et fait partie du composant électronégatif de la formule du sel ( AlO2-).

Si ces réactions se produisent dans une solution aqueuse, alors la composition des sels résultants change, mais la présence d'aluminium dans le cation et l'anion demeure :

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = 2 (SO 4) 3

Al(OH) 3 + NaOH = Na

Ici, les ions complexes 3+ - cation hexaaqualuminium(III), - - ion tétrahydroxoaluminate(III) sont mis en évidence entre crochets.

Les éléments qui présentent des propriétés métalliques et non métalliques dans les composés sont appelés amphotères. Ceux-ci incluent les éléments des groupes A du tableau périodique - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po, etc., comme ainsi que la plupart des éléments des groupes B - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au, etc. Les oxydes amphotères sont appelés de la même manière que les oxydes basiques, par exemple :

Les hydroxydes amphotères (si l'état d'oxydation de l'élément dépasse + II) peuvent être trouvés dans ortho- ou et) méta- formulaire. Voici des exemples d’hydroxydes amphotères :

Les oxydes amphotères ne correspondent pas toujours aux hydroxydes amphotères, puisqu'en essayant d'obtenir ces derniers, il se forme des oxydes hydratés, par exemple :

Si un élément amphotère dans un composé a plusieurs états d'oxydation, alors l'amphotéricité des oxydes et hydroxydes correspondants (et, par conséquent, l'amphotéricité de l'élément lui-même) sera exprimée différemment. Pour les états d'oxydation faibles, les hydroxydes et les oxydes ont une prédominance de propriétés basiques, et l'élément lui-même a des propriétés métalliques, il est donc presque toujours inclus dans la composition des cations. Pour les états d'oxydation élevés, au contraire, les hydroxydes et les oxydes ont une prédominance de propriétés acides, et l'élément lui-même a des propriétés non métalliques, il est donc presque toujours inclus dans la composition des anions. Ainsi, l'oxyde et l'hydroxyde de manganèse(II) ont des propriétés basiques dominantes, et le manganèse lui-même fait partie des cations de type 2+, tandis que l'oxyde et l'hydroxyde de manganèse(VII) ont des propriétés acides dominantes, et le manganèse lui-même fait partie du MnO 4 - tapez anion. . Les hydroxydes amphotères avec une forte prédominance de propriétés acides se voient attribuer des formules et des noms calqués sur les hydroxydes acides, par exemple HMn VII O 4 - acide de manganèse.

Ainsi, la division des éléments en métaux et non-métaux est conditionnelle ; Entre les éléments (Na, K, Ca, Ba, etc.) aux propriétés purement métalliques et les éléments (F, O, N, Cl, S, C, etc.) aux propriétés purement non métalliques, il existe un grand groupe d'éléments aux propriétés amphotères.

4. Composés binaires

Un grand type de substances complexes inorganiques sont les composés binaires. Il s'agit tout d'abord de tous les composés à deux éléments (à l'exception des oxydes basiques, acides et amphotères), par exemple H 2 O, KBr, H 2 S, Cs 2 (S 2), N 2 O, NH 3, HN 3, CaC2, SiH4. Les composants électropositifs et électronégatifs des formules de ces composés comprennent des atomes individuels ou des groupes d'atomes liés du même élément.

Les substances multiéléments, dans les formules dont l'un des composants contient des atomes non liés de plusieurs éléments, ainsi que des groupes d'atomes mono-éléments ou multi-éléments (à l'exception des hydroxydes et des sels), sont considérés comme des composés binaires, par exemple CSO, IO 2 F 3, SBrO 2 F, CrO (O 2) 2, PSI 3, (CaTi)O 3, (FeCu)S 2, Hg(CN) 2, (PF 3) 2 O, VCl 2 (NH 2). Ainsi, CSO peut être représenté comme un composé CS 2 dans lequel un atome de soufre est remplacé par un atome d'oxygène.

Les noms de composés binaires sont construits selon les règles habituelles de nomenclature, par exemple :

OF 2 - difluorure d'oxygène	K 2 O 2 - peroxyde de potassium
HgCl 2 - chlorure de mercure(II)	Na 2 S - sulfure de sodium
Hg 2 Cl 2 - dichlorure de dimercure	Mg 3 N 2 - nitrure de magnésium
SBr 2 O - oxyde de soufre-dibromure	NH 4 Br - bromure d'ammonium
N 2 O - oxyde de diazote	Pb(N 3) 2 - azoture de plomb(II)
NO 2 - dioxyde d'azote	CaC 2 - acétyléniure de calcium

Pour certains composés binaires, des noms spéciaux sont utilisés, dont une liste a été donnée précédemment.

Les propriétés chimiques des composés binaires sont très diverses, ils sont donc souvent divisés en groupes appelés anions, c'est-à-dire sont considérés séparément les halogénures, les chalcogénures, les nitrures, les carbures, les hydrures, etc. Parmi les composés binaires, il y a aussi ceux qui présentent certaines caractéristiques d'autres types de substances inorganiques. Ainsi, les composés CO, NO, NO 2 et (Fe II Fe 2 III) O 4, dont les noms sont construits à partir du mot oxyde, ne peuvent être classés parmi les oxydes (acides, basiques, amphotères). Le monoxyde de carbone CO, le monoxyde d'azote NO et le dioxyde d'azote NO 2 n'ont pas d'hydroxydes acides correspondants (bien que ces oxydes soient formés par des non-métaux C et N), et ne forment pas non plus de sels dont les anions incluraient les atomes C II, N II et N. IV. Oxyde double (Fe II Fe 2 III) O 4 - oxyde de diiron(III)-fer(II), bien qu'il contienne des atomes de l'élément amphotère - le fer dans le composant électropositif, mais dans deux états d'oxydation différents, de sorte que , lorsqu'il interagit avec des hydroxydes d'acide, il ne forme pas un, mais deux sels différents.

Les composés binaires tels que AgF, KBr, Na 2 S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4 Cl et Pb(N 3) 2 sont construits, comme les sels, à partir de vrais cations et anions, c'est pourquoi ils sont appelés semblable à du sel composés binaires (ou simplement sels). Ils peuvent être considérés comme des produits de substitution d'atomes d'hydrogène dans les composés HF, HCl, HBr, H 2 S, HCN et HN 3. Ces derniers en solution aqueuse ont une fonction acide, et donc leurs solutions sont appelées acides, par exemple HF (aqua) - acide fluorhydrique, H 2 S (aqua) - acide hydrosulfure. Cependant, ils n’appartiennent pas au type d’hydroxydes d’acide et leurs dérivés n’appartiennent pas aux sels de la classification des substances inorganiques.