Neorganinių medžiagų klasifikacija ir jų nomenklatūra grindžiama paprasčiausia ir pastoviausia laikui bėgant charakteristika -

Sudarant medžiagų pavadinimus dažniausiai naudojami rusiški elementų pavadinimai, pavyzdžiui, dioksidas, ksenono difluoridas, kalio selenatas. Tradiciškai kai kurių elementų lotyniškų pavadinimų šaknys įvedamos į išvestinius terminus:

Pavyzdžiui

Pavadinimai paprastos medžiagos susideda iš vieno žodžio - cheminio elemento pavadinimo su skaitiniu priešdėliu, pavyzdžiui:

Naudojami šie skaitiniai priešdėliai

Jie taip pat naudoja kai kurias paprastas medžiagas ypatingas tokie vardai kaip O

Cheminės formulės sudėtingos medžiagos sudarytas iš užrašo elektropozityvus(sąlyginiai ir tikrieji katijonai) ir elektronneigiamas(sąlyginiai ir tikrieji anijonai) komponentai, pvz.

Pavadinimai sudėtingos medžiagos sudarytas pagal chemines formules iš dešinės į kairę. Jie sudaryti iš dviejų žodžių – elektronneigiamų komponentų pavadinimų (vardiniu atveju) ir elektroteigiamų komponentų (genityvo atveju), pavyzdžiui:

CuSO 4 – vario(II) sulfatas
PCl 3 - fosforo trichloridas
LaCl 3 – lantano(III) chloridas
CO - anglies monoksidas

Elektroteigiamų ir elektronneigiamų komponentų skaičius pavadinimuose nurodomas aukščiau pateiktais skaitiniais priešdėliais (universalus metodas) arba oksidacijos būsenomis (jei jas galima nustatyti pagal formulę), naudojant romėniškus skaitmenis skliausteliuose (pliuso ženklas praleistas). Kai kuriais atvejais jonų krūvis pateikiamas (sudėtingos sudėties katijonams ir anijonams), naudojant arabiškus skaitmenis su atitinkamu ženklu.

Įprastiems daugiaelementiniams katijonams ir anijonams naudojami šie specialūs pavadinimai:

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

Ca(OH)2 + 2H2SO4 = Ca(HSO4)2 + 2H2O

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

Druskos - sudėtingų medžiagų, kuriose yra M katijonų, tipas

Druskos, kurių bendra formulė M X(EO adresu

Rūgštinės ir bazinės druskos gali būti paverstos vidurinėmis druskomis reaguojant su atitinkamu baziniu ir rūgštiniu hidroksidu, pavyzdžiui:

Oksidai E X APIE adresu

Rūgštiniai hidroksidai

Rūgštiniai ir baziniai oksidai išlaiko atitinkamų hidroksidų druskas formuojančias savybes, kai sąveikauja su priešingų savybių hidroksidais arba tarpusavyje:

Jei šios reakcijos vyksta vandeniniame tirpale, susidariusių druskų sudėtis pasikeičia, tačiau aliuminio buvimas katijone ir anijone išlieka:

2Al(OH)3 + 3H2SO4 = 2 (SO 4) 3

Al(OH)3 + NaOH = Na

Čia sudėtingi jonai paryškinti laužtiniuose skliaustuose

Elementai, kurie junginiuose pasižymi metalinėmis ir nemetalinėmis savybėmis, vadinami amfoteriniais, įskaitant periodinės lentelės A grupių elementus.

Iki šiol buvo nustatyta daugiau nei penki šimtai tūkstančių neorganinių junginių. Neorganinių medžiagų klasifikacija ir nomenklatūra yra svarbus klausimas, leidžiantis suprasti junginių įvairovę.

Istorinis fonas

XVIII–XIX amžiuje Antoine'as Lavoisier, Michailas Lomonosovas ir Johnas Daltonas pasiūlė pirmąją neorganinių medžiagų klasifikaciją ir nomenklatūrą. Buvo išskirti paprasti ir pirmoji grupė suskirstyta į metalus ir nemetalus. Taip pat buvo išskirta tarpinių savybių turinti junginių grupė, vadinama metaloidais. Šis skirstymas sudarė šiuolaikinės klasifikacijos pagrindą.

Šiuo metu yra keturios klasės. Pažvelkime atidžiau į kiekvieną iš šių klasių.

Oksidai

Tai poliatominiai junginiai, susidedantys iš dviejų elementų, antrasis juose visada yra deguonies jonas, kurio oksidacijos būsena -2. Neorganinių medžiagų klasifikacija ir nomenklatūra apima oksidų klasės padalijimą į tris grupes:

• pagrindinis;
• amfoterinis;
• rūgštus

Klasifikacija

Pirmąją grupę sudaro metalų junginiai (su minimaliomis oksidacijos būsenomis) su deguonimi. Pavyzdžiui, MgO yra magnio oksidas. Tarp pagrindinių šio junginio cheminių savybių galima pastebėti jų sąveiką su rūgštiniais oksidais, rūgštimis ir aktyvesniais metalais.

Nemetalų deguonies junginiai, taip pat metaliniai elementai, kurių oksidacijos būsena nuo +4 iki +7. Pavyzdžiui, į šią grupę įeina MnO 2, CO 2. Iš tipinių išskiriame sąveiką su vandeniu (susidaro silpna anglies rūgštis), baziniais oksidais ir tirpiomis bazėmis (šarmais).

Amfoteriniai (pereinamieji) oksidai yra metalų junginiai, kurių oksidacijos laipsnis yra +3 (taip pat berilio ir cinko oksidas), kurie gali reaguoti ir su rūgštimis, ir su šarmais.

Oksidai skirstomi į druskas formuojančius ir nesudarančius druskos. Pirmoji grupė atitinka rūgštis arba bazes, kuriose pagrindinis elementas išlaiko oksidacijos būseną. Druskos nesudarančių grupių yra nedaug; Pavyzdžiui, tarp druskos nesudarančių oksidų yra: N 2 O, NO, SiO, CO.

Hidroksidai

Neorganinių medžiagų klasifikacija ir nomenklatūra apima hidroksidų klasės identifikavimą. Jie vadinami sudėtingomis medžiagomis, kuriose yra kurio nors elemento atomai, taip pat hidroksilo grupės OH. Ši klasė suskirstyta į dvi dideles grupes:

• pagrindai;
• rūgštys

Rūgštyse yra keli vandenilio atomai, kuriuos galima pakeisti metalo atomais, laikantis stechiometrinio valentingumo taisyklių. Daugelis jų yra meta formos, o jų vandenilio atomai yra formulės pradžioje. Jie turi bendrą formą HxEOy, kur antroji dalis vadinama rūgšties liekana. Klasifikacija ir jų nomenklatūra aptariama kaip mokyklinio chemijos kurso dalis. Į sieros rūgštį - sulfatai, azoto rūgštis - nitratai, anglies rūgštis - karbonatai.

Atsižvelgiant į vandenilio atomų skaičių, išskiriamos šios grupės:

• vienbazis;
• dvibazis;
• tribazinės rūgštys

Bazėse yra metalų ir OH katijonų, kurie cheminėse reakcijose gali būti pakeisti rūgščių likučiais, laikantis stechiometrinio valentingumo taisyklių.

Bazės yra orto formos ir turi bendrą formulę M(OH)n, kai n = 1 arba 2. Vardinant šios grupės junginius, į hidroksidą pridedamas atitinkamas metalas.

Tarp pagrindinių cheminių savybių, kurias turi šios neorganinių medžiagų klasės atstovai, būtina atkreipti dėmesį į jų reakciją su rūgštimis: vanduo ir druska.

Pavyzdžiui, natrio hidroksidui reaguojant su druskos rūgštimi, produktai bus vanduo ir natrio chloridas.

Pagal jų tirpumą vandenyje išskiriamos tirpios bazės (šarmai) ir netirpūs hidroksidai. Pirmajai grupei priklauso pagrindinių pogrupių pirmosios ir antrosios grupės metalų hidroksilo junginiai (šarminiai ir šarminiai žemės metalai).

Pavyzdžiui, NaOH yra šarmas (natrio hidroksidas); Fe(OH) 2 - geležies II hidroksidas (netirpus junginys).

Druskos

Kas dar įtraukta į neorganinių medžiagų klasifikaciją ir nomenklatūrą? Užduotys 8-9 klasių mokiniams apima siūlomo junginių sąrašo suskirstymą į atskiras klases: oksidai, bazės, rūgštys, druskos.

Druskos yra sudėtingos medžiagos, kuriose yra metalų katijonų ir rūgšties liekanų anijonų. Vidutinės druskos turi bendrą formulę Mx(EOy) n. Šios grupės pavyzdys yra Ca 3 (PO 4) 2 – kalcio fosfatas.

Jei kompozicijoje yra ir vandenilio katijonų, druskos vadinamos rūgštinėmis, o hidroksilo grupių buvimas būdingas bazinėms druskoms. Pavyzdžiui, NaHCO 3 yra natrio bikarbonatas, o CaOHCl yra kalcio hidroksichloridas.

Tos druskos, kuriose yra dviejų skirtingų metalų katijonų, vadinamos dvigubomis druskomis.

Kompleksinės druskos yra sudėtingi junginiai, kurių sudėtyje yra kompleksą sudarančio agento ir ligandų. Vidurinėje mokykloje svarstoma neorganinių medžiagų klasifikacija ir nomenklatūra. Sudėtingų junginių teorija studijuojama kaip specializuoto bendrosios chemijos kurso dalis. Klausimai dėl kompleksinių druskų nomenklatūros ir cheminių savybių neįtraukiami į vidurinės mokyklos kurso vieningo valstybinio chemijos egzamino testo klausimus.

Išvada

Kaip mokyklos programoje naudojama neorganinių medžiagų klasifikacija ir nomenklatūra? Medžiagų grupės trumpai aptariamos kaip aštuntos ir devintos klasės mokymo programos dalis, o plačiau jos nagrinėjamos 11 klasės bendrosios chemijos kurse. Užduotys, susijusios su neorganinių junginių klasifikavimu ir junginių cheminių savybių palyginimu su siūlomais produktais, įtrauktos į vienuoliktos klasės abiturientų baigiamuosius chemijos (USE) atestavimo testus. Norėdami sėkmingai su jomis susidoroti, mokiniai turi turėti bazinių žinių apie neorganinių junginių klasifikavimą ir gebėjimus lyginti siūlomas medžiagas su visos klasės cheminėmis savybėmis.

"Neorganinių junginių klasifikacija ir nomenklatūra"

Svarbiausios neorganinių junginių klasės yra oksidai, rūgštys, bazės ir druskos.

Oksidai yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš dviejų elementų, iš kurių vienas yra oksidacijos būsenos deguonis (– 2).

Rašant oksido formulę pirmiausia dedamas oksidą sudarančio elemento simbolis, o antras – deguonis. Bendra oksidų formulė: Eh Oy.

Speciali deguonies elementų junginių grupė yra peroksidai. Paprastai jos laikomos vandenilio peroksido H2O2 druskomis, kurios pasižymi silpnomis rūgštinėmis savybėmis. Peroksiduose deguonies atomai chemiškai susijungia ne tik su kitų elementų atomais, bet ir tarpusavyje (sudaro peroksido grupę – O– O–). Pavyzdžiui, natrio peroksidas yra Na2 O2 (Na-O-O-Na), o natrio oksidas yra Na2O (Na-O-Na). Peroksiduose deguonies oksidacijos būsena yra (–1). Taigi bario perokside BaO2 bario oksidacijos laipsnis yra +2, o deguonies -1.

Oksidų pavadinimai

Oksidų pavadinimai pagal nomenklatūros taisykles sudaromi iš žodžio „oksidas“ ir oksidą sudarančio elemento pavadinimo gimtinėje, pavyzdžiui, CaO - kalcio oksidas, K2 O - kalio oksidas.

Tuo atveju, kai elementas turi kintamą oksidacijos būseną ir sudaro kelis oksidus, po šio elemento pavadinimo jo oksidacijos būsena nurodoma romėnišku skaitmeniu skliausteliuose arba pasitelkiami graikiški skaitmenys (1-mono, 2-di, 3- tri, 4-tetra, 5-penta, 6-heksa, 7-hepta, 8-okta). Pavyzdžiui,

VO – vanadžio (II) oksidas arba vanadžio monoksidas;

V2 O3 – vanadžio (III) oksidas arba divanadžio trioksidas; VO2 – vanadžio (IV) oksidas arba vanadžio dioksidas; V2 O5 – vanadžio (V) oksidas arba divanadžio pentoksidas.

Oksidų klasifikacija

Pagal reaktyvumą oksidai gali būti skirstomi į druskas formuojančius ir nesudarančius (abejingus). Savo ruožtu druską formuojantys oksidai skirstomi į bazinius, rūgštinius ir amfoterinius.

Pagrindiniai oksidai. Bazinių oksidų paruošimas ir jų cheminės savybės

Baziniai oksidai yra tie, kurie turi atitinkamas bazes. Pavyzdžiui, Na2O, CaO yra baziniai oksidai, nes jie atitinka NaOH, Ca(OH)2 bazes.

Bazinių oksidų paruošimas

1. Metalo sąveika su deguonimi. Pavyzdžiui: 4 Li + O 2 → 2 Li2O.

2. Skilimas kaitinant deguonies junginiai: karbonatai, nitratai, bazės. Pavyzdžiui:

MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;

2Cu(NO3)2¾¾® 2CuO + 4NO2- + O2-;

Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H2O.

Bazinių oksidų cheminės savybės

1. Sąveika su vandeniu. Vandens atžvilgiu baziniai oksidai skirstomi į tirpius ir netirpius. Tirpūs yra šarminių metalų (Li2 O, Na2 O, K2 O, Rb2 O, Cs2 O) ir šarminių žemių metalų (CaO, SrO, BaO) oksidai. Ištirpę vandenyje šarminių ir šarminių žemės metalų oksidai sudaro vandenyje tirpias bazes, vadinamas šarmais. Kitų metalų oksidai netirpsta vandenyje. Pavyzdžiui:

Na2O + H2O → 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Baziniai oksidai reaguoja su rūgštimis, sudarydami druską ir vandenį. Pavyzdžiui: CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

3. Baziniai oksidai reaguoja su rūgštiniais, sudarydami druską. Pavyzdžiui:

CaO + SO3 → CaSO4

Rūgštiniai oksidai. Rūgščių oksidų paruošimas ir jų cheminės savybės

Oksidai, kurie atitinka rūgštis, vadinami rūgštiniais. Pavyzdžiui, CO2, P2 O5, SO3 yra rūgštiniai oksidai, nes jie atitinka rūgštis H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Rūgščių oksidų paruošimas

1. Nemetalinis degimas. Pavyzdžiui: S + O 2 → SO2;

2. Sudėtingų medžiagų deginimas. Pavyzdžiui: CH 4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O;

3. Skilimas kaitinant deguonies junginius: karbonatai, nitratai, hidroksidai. Pavyzdžiui:

CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;

2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .

Rūgščių oksidų cheminės savybės

1. Sąveika su vandeniu. Dauguma rūgščių oksidų tiesiogiai reaguoja su vandeniu, sudarydami rūgštį. Vienintelės išimtys yra silicio (SiO2), telūro (TeO2, TeO3), molibdeno ir volframo (MoO3, WO3) oksidai. Pavyzdžiui:

CO2 + H2 O ↔ H2 CO3

2. Rūgštiniai oksidai reaguoja su bazėmis, sudarydami druską ir vandenį. Pavyzdžiui: SO3 + 2 NaOH → Na2 SO4 + H2 O

3. Rūgštiniai oksidai reaguoja su baziniais, sudarydami druską. Pavyzdžiui: 3CaO + P2 O5 → Ca3 (PO4 )2

4. Lakieji rūgščių oksidai gali išstumti iš savo druskų lakiesnes. Pavyzdžiui, nelakus rūgštus silicio oksidas (IV) išstumia lakiąjį rūgštinį oksidą CO2 iš savo druskos CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 -.

Amfoteriniai oksidai

Amfoteriniai oksidai yra tie, kurie, priklausomai nuo sąlygų, pasižymi bazinėmis arba rūgštinėmis savybėmis, tai yra, turi dvejopų savybių.

1. Amfoteriniai oksidai nereaguoja su vandeniu.

2. Amfoteriniai oksidai reaguoja su rūgštimis. Pavyzdžiui:

Al2 O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 O

3. Amfoteriniai oksidai sąveikauja su bazėmis. Pavyzdžiui:

Al2 O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2 O Al2 O3 + 2NaOH + 3H2 O ® 2Na

4. Amfoteriniai oksidai sąveikauja su baziniais ir rūgštiniais oksidais.

Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3

Al2 O3 + Na2 O ¾¾® 2 NaAlO2

Hidroksidai yra sudėtingi daugiaelementai cheminiai junginiai, kuriuose yra elemento atomų, deguonies ir vandenilio. Hidroksidų chemines savybes lemia atitinkamų oksidų savybės. Todėl hidroksidai skirstomi į tris dideles grupes:

1. Rūgščių oksidų hidratai, vadinami rūgštimis, pvz 2 SO4.

2. Baziniai oksido hidratai, vadinami bazėmis, pvz., Ba(OH) 2 .

3. Amfoterinių oksidų hidratai, vadinami amfoteriniais hidroksidais, pvz., Be(OH) 2 .

Bazės Bazės yra elektrolitai, kurie disocijuoja vandeniniame tirpale ir susidaro

metalo katijonas (arba amonio jonas NH4 +) ir hidrokso grupė OH–. Bazių pavadinimai

Bendroji bazių formulė: Me(OH)n. Pagal tarptautinę nomenklatūrą bazių pavadinimai susideda iš žodžio hidroksidas ir metalo pavadinimo. Pavyzdžiui, NaOH yra natrio hidroksidas, Ca(OH)2 yra kalcio hidroksidas. Jei elementas sudaro kelias bazes, pavadinimas rodo jo oksidacijos laipsnį romėnišku skaitmeniu skliausteliuose: Fe(OH)2 - geležies (II) hidroksidas, Fe(OH)3 - geležies (III) hidroksidas.

Be šių pavadinimų, kai kuriems svarbiausiems pagrindams naudojami ir kiti, daugiausia tradiciniai rusiški pavadinimai. Pavyzdžiui, natrio hidroksidas NaOH vadinamas kaustine soda, kalcio hidroksidas Ca(OH)2 – gesintomis kalkėmis, KOH – kaustine kaliu.

Bazės molekulėje esančių OH- grupių skaičius lemia jos rūgštingumą. Remiantis šiuo kriterijumi, bazės skirstomos į vienos rūgšties (KOH), dviejų rūgščių (Cu(OH)2), trijų rūgščių.

(Cr(OH)3).

Vandenyje tirpūs hidroksidai vadinami šarmais. Tai šarminiai ir šarminiai hidroksidai.

žemės metalai: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Šarmų ir bazių gavimo būdai

1. Vandenyje tirpios bazės (šarmai) gaunamos šarminiams ir žemės šarminiams metalams reaguojant su vandeniu.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 -

2. Vandenyje tirpios bazės (šarmai) gaunamos šarminių ir šarminių žemių metalų oksidams reaguojant su vandeniu.

Na2O + H2O → 2NaOH

3. Šarmus galima gauti elektrolizuojant atitinkamų druskų vandeninius tirpalus (Pavyzdžiui, natrio hidroksidą galima gauti elektrolizuojant NaCl druskos tirpalą).

2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Katodas: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Anodas: 2 Cl– – 2e – → Cl2

4. Vandenyje mažai tirpios arba netirpios bazės gaunamos atitinkamų druskų tirpalus reaguojant su šarmų tirpalais. Pavyzdžiui:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2 SO4

Cheminės bazių savybės

Bazės dažniausiai yra kietos. Vandens atžvilgiu juos galima suskirstyti į dvi grupes: vandenyje tirpius – šarminius ir vandenyje netirpius. Liečiant šarmų tirpalai jaučiasi muiluoti. Pakeiskite indikatorių spalvą: lakmuso į mėlyną, fenolftaleino į tamsiai raudoną, metiloranžinę į geltoną.

1. Bazių elektrolitinės savybės. Viena iš būdingiausių bazių savybių yra jų elektrolitinis gebėjimas disocijuoti skystoje būsenoje. Bazei disociuojant susidaro hidrokso grupė OH–, o pagrindinė liekana yra katijonas.

Bazių, turinčių vieną hidrokso grupę OH–, disociacija vyksta vienu žingsniu:

KOH ↔ K+ + OH– .

Bazės, kurių molekulėje yra keletas hidrokso grupių, disocijuoja palaipsniui, palaipsniui pašalinant OH- jonus.

Katijonas, susidaręs pašalinus vieną ar daugiau hidroksido jonų iš hidroksido molekulės, vadinamas bazine liekana. Bazinių liekanų, atitinkančių tam tikrą hidroksidą, skaičius yra lygus OH-hidrokso grupių skaičiui hidroksido molekulėje.

Pagrindinės liekanos pavadinimas susidaro iš rusiško metalo pavadinimo liekanoje, pridedant žodį „jonas“. Jei liekanose yra viena ar dvi hidrokso grupės, prie metalo pavadinimo pridedami priešdėliai „hidrokso“ arba „dihidrokso“.

(muilingumas liečiant, indikatorių spalvos pasikeitimas, sąveika su rūgštimis, rūgščių oksidais, druskomis) atsiranda dėl jų sudėtyje esančių hidroksido jonų.

2. Sąveika su rūgštimis. Tai neutralizacijos reakcija, dėl kurios susidaro druska

ir vanduo:

2 NaOH + H 2 SO4 → Na2 SO4 + H2 O.

3. Šarmai reaguoja su rūgštiniais oksidais:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.

4. Šarmai sąveikauja su druskų tirpalais. Ši sąveika atsiranda, jei po reakcijos susidaro mažai tirpios arba silpnos bazės. Pavyzdžiui:

2 KOH + CuSO 4 → Cu(OH)2 ¯ + K2 SO4.

5. Kaitinant, netirpios bazės skyla į oksidą ir vandenį. Pavyzdžiui:

2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2O3 + 3 H2O.

Amfoteriniai hidroksidai

Hidroksidų amfoteriškumas suprantamas kaip blogai tirpių metalų hidroksidų gebėjimas pasižymėti rūgštinėmis arba šarminėmis savybėmis, priklausomai nuo rūgšties ir bazės sąveikos pobūdžio. Šie hidroksidai yra amfoteriniai: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 ir kt.

Amfoterinio hidroksido formulė paprastai rašoma naudojant bazės Me(OH)n formulę, tačiau ji taip pat gali būti pavaizduota kaip rūgštis Hn MeOm. Pavyzdžiui, Zn(OH)2 – cinko hidroksidas arba H2 ZnO2 – cinko rūgštis; Al(OH)3 – aliuminio hidroksidas arba HAlO2 – meta-aliuminio rūgštis (H3 AlO3 – orto-aliuminio rūgštis).

Amfoterinių hidroksidų cheminės savybės

Dėl savo dvilypumo amfoteriniai hidroksidai gali reaguoti tiek su rūgštimis, tiek su šarmais.

1. Sąveikaujant su stipriomis rūgštimis susidaro druska ir vanduo; šiuo atveju amfoterinis hidroksidas pasižymi pagrindinėmis savybėmis.

2. Sąveikaujant su stipriomis bazėmis (šarmais), susidaro druska ir vanduo; šiuo atveju amfoterinis hidroksidas pasižymi rūgštinėmis savybėmis ir lygtyje turi būti naudojama jo rūgšties forma.

H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2 O

natrio cinkatas

НAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2O (sintezė)

natrio metaaliuminatas 3. Su vandeniniais šarmų tirpalais amfoteriniai hidroksidai sudaro kompleksą

jungtys:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Amfoteriniai hidroksidai yra netirpūs junginiai. Amfoterinių hidroksidų paruošimas galimas tik netiesiogiai – šarmams reaguojant su atitinkamų metalų druskomis.

Rūgštys Rūgštys yra elektrolitai, kurie disocijuoja vandeniniame tirpale ir sudaro katijoną

vandenilis H+ ir rūgšties liekanos anijonas.

Rūgščių pavadinimai

Paprastai rūgšties formulė rašoma kaip Hm E arba Hm EOn, kur E yra rūgštį formuojantis elementas.

Pagal cheminę sudėtį, ty deguonies atomų nebuvimą ar buvimą molekulėse, rūgštys skirstomos į deguonies turinčias (H2SO4, HNO3) ir bedeguones (H2S, HF, HCl).

Rūgštys turi tradicinius ir sisteminius pavadinimus, sudarytus pagal IUPAC sudėtingų junginių nomenklatūros taisykles.

Tradicinis rūgšties pavadinimas sudarytas iš dviejų žodžių. Pirmasis žodis yra būdvardis, kurio šaknis kilęs iš rusiško rūgštį sudarančio elemento pavadinimo, antrasis yra žodis „rūgštis“, pavyzdžiui, sieros rūgštis, azoto rūgštis. Deguonies turinčių rūgščių pavadinimuose rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsniui nurodyti naudojamos šios priesagos:

– n, – ov, – ev – (aukščiausia arba bet kuri viena oksidacijos būsena), pvz., HClO4 – perchloro rūgštis, H2 SO4 – sieros rūgštis, HMnO4 – mangano rūgštis; H2 SiO3 – metasilicio rūgštis.

– novat – (tarpinis oksidacijos laipsnis +5), kaip HClO 3 – perchloro rūgštis, HIO3 – jodo rūgštis, H2 MnO4 – permangano rūgštis.

– ovist, – ist – (tarpinė oksidacijos būsena +3, +4), kaip H 3 AsO3 – ortoarseninis

rūgštis; HClO2 – chloridas; HNO2 – azotinis.

– novatist – (žemiausias teigiamas laipsnis +1), kaip ir HClO – hipochlorinis.

Jei toje pačioje oksidacijos būsenoje esantis elementas sudaro kelias deguonies turinčias rūgštis, tada rūgšties, kurioje yra mažesnis deguonies atomų kiekis, pavadinimas pridedamas su priešdėliu „meta“, o didžiausias skaičius - priešdėlis „orto“: HPO3 - metafosforo rūgštis, H3 PO4 - ortofosforo rūgštis (fosforo oksidacijos laipsnis yra +5).

Rūgščių gamybos būdai

1. Rūgšties oksido sąveika su vandeniu. Pavyzdžiui: SO2 + H2 O → H2 SO3

Išimtys yra SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, kurios nesąveikauja su vandeniu. 2. Jei rūgšties oksidas netirpsta vandenyje, tai gaunamos atitinkamos rūgštys

netiesiogiai, būtent kitos rūgšties veikimu atitinkamą druską. Pavyzdžiui:

Na2 SiO3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 SiO3 ↓

3. Rūgštys be deguonies gaunamos nemetalams reaguojant su vandeniliu, o vėliau produktus ištirpinant vandenyje. Pavyzdžiui:

H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

Cheminės rūgščių savybės

Rūgštys yra skysčiai (H2 SO4, HNO3) arba kietosios medžiagos (H3 PO4). Daugelis rūgščių gerai tirpsta vandenyje. Vandeniniai rūgščių tirpalai yra rūgštaus skonio ir keičia indikatorių spalvą: lakmusui suteikiama raudona spalva, metiloranžui – rausva spalva.

1. Elektrolitinės rūgščių savybės. Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją rūgštys – tai medžiagos, kurios vandeniniuose tirpaluose disocijuoja ir susidaro vandenilio jonai H+, lemiantys visas bendrąsias rūgščių savybes (rūgštus tirpalų skonis, dažantis lakmuso raudonį, sąveika su metalais ir kt.).

Rūgšties vandenilio jonų skaičius, kurį galima pakeisti metalo katijonais, lemia šios rūgšties šarmiškumą ir disociacijos etapų skaičių. Taigi HCl, H2SO4, H3PO4 yra mono-, dvi- ir tribazinių rūgščių pavyzdžiai.

Vienabazinės druskos rūgšties HCl disociacija vyksta vienu žingsniu: HCl ↔ H+ + Cl–

Jis atitinka vieną rūgštinę liekaną – chlorido joną Cl-.

Anglies rūgštis, būdama dvibazinė rūgštis, disocijuoja dviem etapais, susidarant rūgščių likučiams:

Ortofosforo rūgštis H3 PO4 disocijuoja trimis etapais ir susidaro trys rūgštinės rūgštys

Jei rūgšties liekanoje yra vienas vandenilio jonas, tada prie pavadinimo pridedamas priešdėlis „hidro“, jei du vandenilio jonai – „dihidro“.

2. Sąveika su bazėmis, dėl kurios susidaro druska ir vanduo. HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Sąveika su baziniais oksidais.

2 HCl + CaO → CaCl 2 + H2 O

4. Sąveika su druskomis. Rūgštys reaguoja su druskomis, jei dėl to

susidaro silpnesnė rūgštis, mažai tirpus arba lakus junginys.

H2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Rūgščių sąveika su metalais (susidarant druskoms ir išskiriant vandenilį).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Metalai, kurių standartinis elektrodo potencialas didesnis nei vandenilio, nesąveikauja su rūgštimis. Kai metalai sąveikauja su koncentruota sieros rūgštimi, koncentruota ir praskiesta azoto rūgštimi, vandenilis neišsiskiria.

Druskos Druskos yra elektrolitai, kurie vandeniniame tirpale disocijuoja ir sudaro katijonus

bazinės liekanos ir rūgščių liekanų anijonai. Druskų formulės ir pavadinimai

Druskos sudėtis apibūdinama formule, kurioje pirmoje vietoje yra katijono formulė, o antroje - anijono formulė. Druskų pavadinimai susidaro iš druskos sudarančios rūgštinės liekanos (vardiniu atveju) ir bazinės liekanos pavadinimo (gimtiniu atveju). Katijoną sudarančio metalo oksidacijos būsena, jei reikia, nurodoma romėniškais skaitmenimis skliausteliuose. Pavyzdžiui, K2 S yra kalio sulfidas, FeSO4 yra geležies (II) sulfatas, Fe2 (SO4 )3 yra geležies (III) sulfatas.

Anoksinės rūgšties anijonas turi galūnę „ide“. Pavyzdžiui, FeCl3 yra geležies (III) chloridas. Rūgščių druskų pavadinimai formuojami taip pat kaip ir vidurinių, tačiau prie anijono pavadinimo pridedamas priešdėlis „hidro“, nurodantis vandenilio atomų buvimą, kurių skaičius žymimas graikiškais skaitmenimis: di, trys ir kt. Pavyzdžiui: Fe(HSO4 )3 – vandenilio sulfatas

geležis (III), NaH2 PO4 – natrio divandenilio fosfatas.

Pagrindinių druskų pavadinimai formuojami taip pat kaip ir vidurinių, tačiau prie katijono pavadinimo pridedamas priešdėlis „hidrokso“, nurodantis hidrokso grupių buvimą, kurių skaičius žymimas graikiškais skaitmenimis: di , trys ir kt. Pavyzdžiui: (CuOH)2 CO3 – hidroksivario (II) karbonatas, Fe(OH)2 Cl – dihidroksigeležies (III) chloridas.

Druskos skirstomos į vidutines, rūgštines ir bazines.

Vidutinės (įprastos) druskos molekulėje nėra nei vandenilio atomų, nei hidrokso grupių. Jie beveik visiškai disocijuoja (ne laipsniškai), sudarydami metalo katijonus ir rūgšties liekanos anijonus:

K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–

Vidutinės druskos gali būti gaunamos visiškai pakeitus vandenilio atomus rūgšties molekulėse metalo atomais arba visiškai pakeitus hidroksilo grupes bazėse rūgštinėmis liekanomis. Pavyzdžiui:

Zn(OH)2 + H2 SO4 → ZnSO4 + 2 H2 O

Rūgštinės druskos yra druskos, kurių rūgšties liekanoje yra vandenilio, pavyzdžiui, KHS, Fe(HSO4)3. Tokios druskos disocijuoja laipsniškai. Pirmiausia (I stadijoje) druska visiškai suskaidoma į metalo katijonus ir rūgšties liekanos anijonus:

KHS ↔ K+ + HS– (visiška disociacija)

Tada rūgštinė liekana disocijuoja mažesniu mastu (iš dalies), palaipsniui pašalindama vandenilio katijonus:

HS– ↔ H+ + S2– (dalinė disociacija)

Rūgščių druskos pagal savo savybes yra tarpiniai junginiai tarp tarpinių druskų ir rūgščių. Kaip ir rūgštys, jos paprastai gerai tirpsta vandenyje ir gali neutralizuoti reakcijas.

Rūgščių druskos susidaro tik iš daugiabazių rūgščių, jei rūgštyje vandenilio atomai nevisiškai pakeičiami metalo atomais (rūgšties perteklius). Pavyzdžiui:

NaOH + H2 SO4 → NaHSO4 + H2 O

natrio vandenilio sulfatas

Vienbazinės rūgštys (HCl, HNO3) nesudaro rūgščių druskų.

Bazinės druskos yra druskos, kurių katijonuose yra viena ar daugiau hidroksilo grupių,

pavyzdžiui, (CuOH)2CO3, (FeOH)Cl2.

Bazinės druskos, kaip ir rūgštinės, disocijuoja laipsniškai. I etape vyksta visiška disociacija į bazinės liekanos katijonus ir rūgštinės liekanos anijonus, o vėliau vyksta dalinė bazinės liekanos disociacija. Pavyzdžiui, hidroksivario (II) karbonatas visiškai disocijuoja pirmajame etape:

(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (visiška disociacija)

tada pagrindinė liekana iš dalies disocijuoja kaip silpnas elektrolitas į jonus: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (dalinė disociacija)

Paprastai bazinės druskos yra šiek tiek tirpios ir kaitinamos suyra, išskirdamos vandenį.

Bazinės druskos susidaro tik iš polirūgščių bazių, kai bazės hidroksilo grupės nevisiškai pakeičiamos rūgštinėmis liekanomis (bazės perteklius). Pavyzdžiui: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

hidroksomanio chloridas

Druskų gavimas

Vidutinės druskos gali būti gaunamos sąveikaujant medžiagoms:

1. metalas su nemetalu. Pavyzdžiui: Fe + S → FeS

2. metalas su rūgštimi. Pavyzdžiui:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 −

3 Zn + 4 H2 SO4 (konc.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2 O

3. bazinis oksidas su rūgštimi. Pavyzdžiui: CuO + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O

4. rūgštinis oksidas su bazėmis. Pavyzdžiui: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

5. bazės su rūgštimi (neutralizacijos reakcija). Pavyzdžiui: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2 O

6. dvi skirtingos druskos. Pavyzdžiui:

Na2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl

7. šarmai su druskomis. Pavyzdžiui: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓

8. pasyvaus metalo išstūmimas iš jo druskos tirpalo aktyvesniu metalu (pagal metalo įtampų skaičių). Pavyzdžiui:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. rūgštinio oksido sąveika su baziniu. Pavyzdžiui:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Rūgščių druskų galima gauti:

1. kai deformacija reaguoja su rūgšties arba rūgšties oksido pertekliumi. Pavyzdžiui: Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HSO4)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3 )2

2. kai vidutinė druska sąveikauja su rūgštimi, kurios rūgšties liekana yra šios druskos dalis. Pavyzdžiui:

PbSO4 + H2 SO4 → Pb(HSO4 )2

Pagrindinės druskos gaunamos:

1. kai rūgštis reaguoja su bazės pertekliumi. Pavyzdžiui: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2O

2. kai sąveikauja su vidutine druska ir šarmais:

Bi(NO3 )3 + 2 NaOH → Bi(OH)2 NO3 + 2 NaNO3

Vidutinių druskų hidrolizės metu susidaro rūgštinės arba bazinės druskos: Na2 CO3 + H2 O → NaHCO3 + NaOH

Al2 (SO4 )3 + H2 O → 2 AlOHSO4 + H2 SO4

Cheminės druskų savybės

1. Standartinių elektrodų potencialų serijoje kiekvienas ankstesnis metalas išstumia kitus iš jų druskų tirpalų. Pavyzdžiui:

Zn + Hg(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Hg

2. Druskos sąveikauja su šarmais. Pavyzdžiui:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4

3. Druskos reaguoja su rūgštimis: CuSO 4 + H2 S → CuS↓ + H2 SO4

4. Daugelis druskų sąveikauja viena su kita:

CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl

Sudarant chemines reakcijų lygtis, reikia atsiminti, kad reakcija įvyksta, jei vienas iš susidariusių produktų nusėda, išsiskiria kaip dujos arba yra šiek tiek disocijuotas junginys.

Rūgščių ir bazinių druskų pavertimas tarpinėmis

1. Rūgštinės druskos sąveika su to paties metalo hidroksidu: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O

2. Rūgščiosios druskos sąveika su to paties metalo, bet skirtingos rūgšties druska: KHSO4 + KСl → K2 SO4 + HCl

3. Terminis rūgščių druskų skilimas:

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2 O

4. Bazinės druskos sąveika su atitinkama rūgštimi: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O

Oksidacijos būsena

Klasifikuojant įvairias medžiagas, sudarant cheminių junginių formules ir aprašant jų savybes, naudojama elementų atomų būsenos charakteristika - oksidacijos laipsnis. Oksidacijos būsena yra kiekybinė elemento atomo būsenos junginyje charakteristika.

Oksidacijos būsena yra sąlyginis atomo krūvis cheminio junginio molekulėje, apskaičiuotas darant prielaidą, kad visos cheminio junginio molekulės susideda iš jonų, tai yra, bendros elektronų poros patenka į labiausiai elektronegatyvų elementą.

Oksidacijos skaičius gali būti neigiamas skaičius, teigiamas skaičius arba nulis. Oksidacijos numeris nurodomas arabiškais skaitmenimis su (+) arba (–) ženklu priešais, o cheminio junginio formulėje rašomas virš elemento simbolio.

Elektronus pritraukusiam atomui priskiriama neigiama oksidacijos būsenos reikšmė, o jo vertė, lygi pritrauktų elektronų skaičiui, pažymėta (–) ženklu.

Teigiama oksidacijos būsena nustatoma pagal elektronų, paimtų iš tam tikro atomo, skaičių ir pažymėta (+) ženklu.

Apskaičiuojant atomų oksidacijos būsenas, naudojamas šis taisyklių rinkinys:

1) paprastų medžiagų molekulėse atomo oksidacijos būsena lygi nuliui;

2) vandenilis junginiuose su nemetalais turi oksidacijos laipsnį (+1), išskyrus hidridus, kuriuose vandenilio oksidacijos būsena yra(–1);

3) deguonis visuose sudėtinguose junginiuose turi oksidacijos būseną(–2), išskyrus OF2 ir įvairius peroksido junginius.

4) fluoras, kaip labiausiai elektronegatyvus elementas, turi oksidacijos būseną visuose junginiuose(–1);

5) halogenai junginiuose su vandeniliu ir metalais turi neigiamą oksidacijos būseną(–1), o su deguonimi jis yra teigiamas, išskyrus fluorą.

6) visi metalai jų junginiuose pasižymi tik teigiamomis oksidacijos būsenomis, įskaitant šarminius metalus, kurių oksidacijos būsena (+1), iršarminių žemių –

7) visų molekulėje esančių atomų oksidacijos laipsnių suma lygi nuliui, visų kompleksinio jono atomų oksidacijos laipsnių suma lygi šio jono krūviui.

"Neorganinių junginių klasifikacija ir nomenklatūra"

Svarbiausios neorganinių junginių klasės yra oksidai, rūgštys, bazės ir druskos.

Oksidai yra sudėtingos medžiagos, susidedančios iš dviejų elementų, iš kurių vienas yra oksidacijos būsenos deguonis (– 2).

Rašant oksido formulę pirmiausia dedamas oksidą sudarančio elemento simbolis, o antras – deguonis. Bendra oksidų formulė: EhOy.

Speciali deguonies elementų junginių grupė yra peroksidai. Paprastai jie laikomi vandenilio peroksido H2O2 druskomis, kurios pasižymi silpnomis rūgštinėmis savybėmis. Peroksiduose deguonies atomai chemiškai susijungia ne tik su kitų elementų atomais, bet ir tarpusavyje (sudaro peroksido grupę –O–O–). Pavyzdžiui, natrio peroksidas yra Na2O2 (Na-O-O-Na), o natrio oksidas yra Na2O (Na-O-Na). Peroksiduose deguonies oksidacijos būsena yra (–1). Taigi bario perokside BaO2 bario oksidacijos laipsnis yra +2, o deguonies -1.

Oksidų pavadinimai

Oksidų pavadinimai pagal nomenklatūros taisykles sudaromi iš žodžio „oksidas“ ir oksidą sudarančio elemento pavadinimo gimtinėje, pavyzdžiui, CaO - kalcio oksidas, K2O - kalio oksidas.

Tuo atveju, kai elementas turi kintamą oksidacijos būseną ir sudaro kelis oksidus, po šio elemento pavadinimo jo oksidacijos būsena nurodoma romėnišku skaitmeniu skliausteliuose arba pasitelkiami graikiški skaitmenys (1-mono, 2-di, 3- tri, 4-tetra, 5-penta, 6-heksa, 7-hepta, 8-okta). Pavyzdžiui,

VO – vanadžio (II) oksidas arba vanadžio monoksidas;

V2O3 – vanadžio (III) oksidas arba divanadžio trioksidas;

VO2 – vanadžio (IV) oksidas arba vanadžio dioksidas;

V2O5 – vanadžio (V) oksidas arba divanadžio pentoksidas.

Oksidų klasifikacija

Pagal reaktyvumą oksidai gali būti skirstomi į druskas formuojančius ir nesudarančius (abejingus). Savo ruožtu druską formuojantys oksidai skirstomi į bazinius, rūgštinius ir amfoterinius.

Pagrindiniai oksidai. Bazinių oksidų paruošimas ir jų cheminės savybės

Baziniai oksidai yra tie, kurie turi atitinkamas bazes. Pavyzdžiui, Na2O, CaO yra baziniai oksidai, nes jie atitinka NaOH, Ca(OH)2 bazes.

Bazinių oksidų paruošimas

1. Metalo sąveika su deguonimi. Pavyzdžiui: 4 Li + O2 → 2 Li2O.

2. Skilimas kaitinant deguonies junginius: karbonatus, nitratus, bazes. Pavyzdžiui:

.

Bazinių oksidų cheminės savybės

1. Sąveika su vandeniu. Vandens atžvilgiu baziniai oksidai skirstomi į tirpius ir netirpius. Tirpieji yra šarminių metalų oksidai () ir šarminių žemės metalų ( ). Ištirpę vandenyje šarminių ir šarminių žemės metalų oksidai sudaro vandenyje tirpias bazes, vadinamas šarmais. Kitų metalų oksidai netirpsta vandenyje. Pavyzdžiui:

Na2O + H2O → 2NaOH;

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Baziniai oksidai reaguoja su rūgštimis, sudarydami druską ir vandenį. Pavyzdžiui:

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O

3. Baziniai oksidai reaguoja su rūgštiniais, sudarydami druską. Pavyzdžiui:

CaO + SO3 → CaSO4

Rūgštiniai oksidai. Rūgščių oksidų paruošimas

ir jų chemines savybes

Oksidai, kurie atitinka rūgštis, vadinami rūgštiniais. Pavyzdžiui, CO2, P2O5, SO3 yra rūgštiniai oksidai, nes jie atitinka rūgštis H2CO3, H3PO4, H2SO4.

Rūgščių oksidų paruošimas

1. Nemetalo deginimas. Pavyzdžiui: S + O2 → SO2;

2. Sudėtinių medžiagų deginimas. Pavyzdžiui: CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O;

3. Skilimas kaitinant deguonies junginius: karbonatai, nitratai, hidroksidai. Pavyzdžiui:

;

Rūgščių oksidų cheminės savybės

1. Sąveika su vandeniu. Dauguma rūgščių oksidų tiesiogiai reaguoja su vandeniu, sudarydami rūgštį. Vienintelės išimtys yra silicio (SiO2), telūro (TeO2, TeO3), molibdeno ir volframo (MoO3, WO3) oksidai. Pavyzdžiui:

СO2 + H2O ↔ Н2СО3

2. Rūgštiniai oksidai reaguoja su bazėmis, sudarydami druską ir vandenį. Pavyzdžiui:

SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

3. Rūgštiniai oksidai reaguoja su baziniais, sudarydami druską. Pavyzdžiui:

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2

4. Lakieji rūgščių oksidai gali išstumti iš savo druskų lakiesnes. Pavyzdžiui, nelakus rūgštus silicio oksidas (IV) išstumia lakiąjį rūgštinį oksidą CO2 iš jo druskos CaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2.

Amfoteriniai oksidai

Amfoteriniai oksidai yra tie, kurie, priklausomai nuo sąlygų, pasižymi bazinėmis arba rūgštinėmis savybėmis, tai yra, turi dvejopų savybių.

1. Amfoteriniai oksidai nesąveikauja su vandeniu.

2. Amfoteriniai oksidai reaguoja su rūgštimis. Pavyzdžiui:

Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O

3. Amfoteriniai oksidai sąveikauja su bazėmis. Pavyzdžiui:

Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O

4. Amfoteriniai oksidai sąveikauja su baziniais ir rūgštiniais oksidais.

Al2O3 + 3 SO3 https://pandia.ru/text/78/037/images/image008_73.gif" width="43" height="29 src="> 2 NaAlO2

Hidroksidai yra sudėtingi daugiaelementai cheminiai junginiai, kuriuose yra elemento atomų, deguonies ir vandenilio.

Hidroksidų chemines savybes lemia atitinkamų oksidų savybės. Todėl hidroksidai skirstomi į tris dideles grupes:

1. Rūgščių oksidų hidratai, vadinami rūgštimis, pavyzdžiui, H2SO4.

2. Bazinių oksidų hidratai, vadinami bazėmis, pavyzdžiui, Ba(OH)2.

3. Amfoterinių oksidų hidratai, vadinami amfoteriniais hidroksidais, pavyzdžiui, Be(OH)2.

PagrindaiBazės yra elektrolitai, kurie disocijuoja vandeniniame tirpale ir sudaro metalo katijoną (arba amonio joną

NH4+) ir hidrokso grupės OH–.

Bazių pavadinimai

Bendroji bazinė formulė: Me(OH)n. Pagal tarptautinę nomenklatūrą bazių pavadinimai susideda iš žodžio hidroksidas ir metalo pavadinimo. Pavyzdžiui, NaOH yra natrio hidroksidas, Ca(OH)2 yra kalcio hidroksidas. Jei elementas sudaro kelias bazes, pavadinimas rodo jo oksidacijos laipsnį romėnišku skaitmeniu skliausteliuose: Fe(OH)2 - geležies (II) hidroksidas, Fe(OH)3 - geležies (III) hidroksidas.

Be šių pavadinimų, kai kuriems svarbiausiems pagrindams naudojami ir kiti, daugiausia tradiciniai rusiški pavadinimai. Pavyzdžiui, natrio hidroksidas NaOH vadinamas kaustine soda, kalcio hidroksidas Ca(OH)2 – gesintomis kalkėmis, KOH – kaustine kaliu.

Vandenyje tirpūs hidroksidai vadinami šarmais. Tai šarminių ir šarminių žemių metalų hidroksidai: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Šarmų ir bazių gavimo būdai

1. Vandenyje tirpios bazės (šarmai) gaunamos šarminiams ir žemės šarminiams metalams reaguojant su vandeniu.

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

2. Vandenyje tirpios bazės (šarmai) gaunamos šarminių ir šarminių žemių metalų oksidams reaguojant su vandeniu.

Na2O + H2O → 2NaOH

3. Šarmus galima gauti elektrolizuojant atitinkamų druskų vandeninius tirpalus (Pavyzdžiui, natrio hidroksidą galima gauti elektrolizuojant NaCl druskos tirpalą).

2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2

Katodas: 2 H2O + 2e– → H2 + 2 OH–

Anodas: 2 Cl– – 2e– → Cl2

4. Vandenyje mažai tirpios arba netirpios bazės gaunamos atitinkamų druskų tirpalus reaguojant su šarmų tirpalais. Pavyzdžiui:

Cheminės bazių savybės

Bazės dažniausiai yra kietos. Vandens atžvilgiu juos galima suskirstyti į dvi grupes: vandenyje tirpius – šarminius ir vandenyje netirpius. Liečiant šarmų tirpalai jaučiasi muiluoti. Pakeiskite indikatorių spalvą: lakmuso į mėlyną, fenolftaleino į tamsiai raudoną, metiloranžinę į geltoną.

1. Bazių elektrolitinės savybės. Viena iš būdingiausių bazių savybių yra jų elektrolitinis gebėjimas disocijuoti skystoje būsenoje. Bazei disociuojant susidaro hidrokso grupė OH–, o pagrindinė liekana yra katijonas.

Bazių, turinčių vieną hidrokso grupę OH–, disociacija vyksta vienu žingsniu:

KOH ↔ K+ + OH–.

Bazės, kurių molekulėje yra keletas hidrokso grupių, disocijuoja palaipsniui, palaipsniui pašalinant OH- jonus.

Katijonas, susidaręs pašalinus vieną ar daugiau hidroksido jonų iš hidroksido molekulės, vadinamas bazine liekana. Bazinių liekanų, atitinkančių tam tikrą hidroksidą, skaičius yra lygus OH-hidrokso grupių skaičiui hidroksido molekulėje.

Pagrindinės liekanos pavadinimas susidaro iš rusiško metalo pavadinimo liekanoje, pridedant žodį „jonas“. Jei liekanose yra viena ar dvi hidrokso grupės, prie metalo pavadinimo pridedami priešdėliai „hidrokso“ arba „dihidrokso“.

Pavyzdžiui: Fe(OH)3 « OH– + Fe(OH)2+ dihidroksoirono (III) jonas

Fe(OH)2+ « OH– + FeOH2+ hidroksigeležies(III) jonas

FeOH2+ « OH– + Fe3+ geležies (III) jonas

Elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu, visos bendrosios bazių savybės (muilingumas liečiant, indikatorių spalvos pasikeitimas, sąveika su rūgštimis, rūgščių oksidais, druskomis) atsiranda dėl jų sudėtyje esančių hidroksido jonų. .

2. Sąveika su rūgštimis. Tai neutralizacijos reakcija, kurios metu susidaro druska ir vanduo:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.

3. Šarmai sąveikauja su rūgščių oksidais:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.

4. Šarmai sąveikauja su druskų tirpalais. Ši sąveika atsiranda, jei po reakcijos susidaro mažai tirpios arba silpnos bazės. Pavyzdžiui:

2 KOH + CuSO4 → Cu(OH)2¯ + K2SO4.

5. Kaitinant netirpios bazės skyla į oksidą ir vandenį. Pavyzdžiui:

2 Fe(OH)3 Fe2O3 + 3 H2O.

Amfoteriniai hidroksidai

Hidroksidų amfoteriškumas suprantamas kaip blogai tirpių metalų hidroksidų gebėjimas pasižymėti rūgštinėmis arba šarminėmis savybėmis, priklausomai nuo rūgšties ir bazės sąveikos pobūdžio. Šie hidroksidai yra amfoteriniai: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 ir kt.

Amfoterinio hidroksido formulė paprastai rašoma naudojant bazės Me(OH)n formulę, tačiau ji taip pat gali būti pavaizduota kaip rūgštis HnMeOm. Pavyzdžiui, Zn(OH)2 – cinko hidroksidas arba H2ZnO2 – cinko rūgštis; Al(OH)3 – aliuminio hidroksidas arba HAlO2 – meta-aliuminio rūgštis (H3AlO3 – orto-aliuminio rūgštis).

Amfoterinių hidroksidų cheminės savybės

Dėl savo dvilypumo amfoteriniai hidroksidai gali reaguoti tiek su rūgštimis, tiek su šarmais.

1. Sąveikaujant su stipriomis rūgštimis susidaro druska ir vanduo; šiuo atveju amfoterinis hidroksidas pasižymi pagrindinėmis savybėmis.

2. Sąveikaujant su stipriomis bazėmis (šarmais), susidaro druska ir vanduo; šiuo atveju amfoterinis hidroksidas pasižymi rūgštinėmis savybėmis ir lygtyje turi būti naudojama jo rūgšties forma.

H2ZnO2 + 2 NaOH → Na2ZnO2 + 2 H2O

natrio cinkatas

НAlO2 + NaOH NaAlO2 + H2O (sintezė)

natrio metaaliuminatas

3. Su vandeniniais šarmų tirpalais amfoteriniai hidroksidai sudaro sudėtingus junginius:

Zn(OH)2 + 2 NaOH → Na2

Amfoteriniai hidroksidai yra netirpūs junginiai. Amfoterinių hidroksidų paruošimas galimas tik netiesiogiai – šarmams reaguojant su atitinkamų metalų druskomis.

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Rūgštys

Rūgštys yra elektrolitai, kurie vandeniniame tirpale disocijuoja ir sudaro vandenilio katijoną H+ ir rūgšties likučio anijoną.

Rūgščių pavadinimai

Paprastai rūgšties formulė rašoma kaip НmЭ arba НmЭОn, kur E yra rūgštį sudarantis elementas.

Pagal cheminę sudėtį, ty deguonies atomų nebuvimą ar buvimą molekulėse, rūgštys skirstomos į deguonies turinčias (H2SO4, HNO3) ir bedeguones (H2S, HF, HCl).

Rūgštys turi tradicinius ir sisteminius pavadinimus, sudarytus pagal IUPAC sudėtingų junginių nomenklatūros taisykles.

Tradicinis rūgšties pavadinimas sudarytas iš dviejų žodžių. Pirmasis žodis yra būdvardis, kurio šaknis kilęs iš rusiško rūgštį sudarančio elemento pavadinimo, antrasis yra žodis „rūgštis“, pavyzdžiui, sieros rūgštis, azoto rūgštis. Deguonies turinčių rūgščių pavadinimuose rūgštį sudarančio elemento oksidacijos laipsniui nurodyti naudojamos šios priesagos:

–n, –ov, –ev – (didžiausia arba bet kuri viena oksidacijos būsena), pvz., HClO4 – perchloro rūgštis, H2SO4 – sieros rūgštis, HMnO4 – mangano rūgštis; H2SiO3 – metasilicio rūgštis.

–novate – (tarpinis oksidacijos laipsnis +5), kaip HClO3 – perchloro rūgštis, HIO3 – jodo rūgštis, H2MnO4 – permanganato rūgštis.

–ovist, –ist – (vidutinė oksidacijos būsena +3, +4), kaip H3AsO3 – ortoarseninė rūgštis; HClO2 – chloridas; HNO2 – azotinis.

–novatistas – (žemiausias teigiamas laipsnis +1), kaip ir HClO – hipochlorinis.

Jei toje pačioje oksidacijos būsenoje esantis elementas sudaro kelias deguonies turinčias rūgštis, tada rūgšties, kurioje yra mažesnis deguonies atomų kiekis, pavadinimas pridedamas su priešdėliu „meta“, o didžiausias skaičius - priešdėlis „orto“: HPO3 - metafosforo rūgštis, H3PO4 - ortofosforo rūgštis (oksidacijos laipsnio fosforas yra +5).

Rūgščių be deguonies pavadinimai yra kilę iš nemetalo pavadinimo su galūne „o“ ir pridėjus žodį vandenilis:

HF – vandenilio fluoridas arba vandenilio fluorido rūgštis

HCl – druskos arba druskos rūgštis

Rūgščių ir rūgščių likučių pavadinimai

Rūgščių gamybos būdai

1. Rūgšties oksido sąveika su vandeniu. Pavyzdžiui:

SO2 + H2O → H2SO3

Išimtys yra SiO2, TeO2, TeO3, MoO3, WO3, kurios nesąveikauja su vandeniu.

2. Jei rūgšties oksidas netirpsta vandenyje, tai atitinkamos rūgštys gaunamos netiesiogiai, būtent, kitai rūgščiai veikiant atitinkamą druską. Pavyzdžiui:

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3¯

3. Rūgštys be deguonies gaunamos nemetalams reaguojant su vandeniliu, o vėliau produktus ištirpinant vandenyje. Pavyzdžiui:

H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g)

Cheminės rūgščių savybės

Rūgštys yra skysčiai (H2SO4, HNO3) arba kietosios medžiagos (H3PO4). Daugelis rūgščių gerai tirpsta vandenyje. Vandeniniai rūgščių tirpalai yra rūgštaus skonio ir keičia indikatorių spalvą: lakmusui suteikiama raudona spalva, metiloranžui – rausva spalva.

1. Elektrolitinės rūgščių savybės. Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją rūgštys – tai medžiagos, kurios vandeniniuose tirpaluose disocijuoja ir susidaro vandenilio jonai H+, lemiantys visas bendrąsias rūgščių savybes (rūgštus tirpalų skonis, dažantis lakmuso raudonį, sąveika su metalais ir kt.).

Rūgšties vandenilio jonų skaičius, kurį galima pakeisti metalo katijonais, lemia šios rūgšties šarmiškumą ir disociacijos etapų skaičių. Taigi HCl, H2SO4, H3PO4 yra vienos, dviejų ir tribazių rūgščių pavyzdžiai.

Vienabazinės druskos rūgšties HCl disociacija vyksta vienu etapu:

HCl « H+ + Cl–

Jis atitinka vieną rūgštinę liekaną – chlorido joną Cl-.

Anglies rūgštis, būdama dvibazinė rūgštis, disocijuoja dviem etapais, susidarant rūgščių likučiams:

Н2СО3 « Н+ + НСО3– hidrokarbonato jonas

HCO3– « H+ + CO32– karbonato jonas

Ortofosforo rūgštis H3PO4 disocijuoja trimis etapais, sudarydama tris rūgštines liekanas:

H3PO4 « H+ + H2PO4– dihidroortofosfato jonas

H2PO4– « H+ + HPO42– hidroortofosfato jonas

HPO42– « H+ + PO43– ortofosfato jonas

Jei rūgštinėje liekanoje yra vienas vandenilio jonas, tada prie pavadinimo pridedamas priešdėlis „hidro“, jei du vandenilio jonai – „dihidro“.

2. Sąveika su bazėmis, dėl kurios susidaro druska ir vanduo.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Sąveika su baziniais oksidais.

2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O

4. Sąveika su druskomis. Rūgštys reaguoja su druskomis, jei susidaro silpnesnė rūgštis, mažai tirpus arba lakus junginys.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 HCl

4. Rūgščių sąveika su metalais (susidarant druskoms ir išskiriant vandenilį).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2

Metalai, kurių standartinis elektrodo potencialas didesnis nei vandenilio, nesąveikauja su rūgštimis. Kai metalai sąveikauja su koncentruota sieros rūgštimi, koncentruota ir praskiesta azoto rūgštimi, vandenilis neišsiskiria.

Druskos

Druskos yra elektrolitai, kurie disocijuoja vandeniniame tirpale ir sudaro bazinių liekanų katijonus ir rūgščių liekanų anijonus.

Druskų formulės ir pavadinimai

Druskos sudėtis apibūdinama formule, kurioje pirmoje vietoje yra katijono formulė, o antroje - anijono formulė. Druskų pavadinimai susidaro iš druskos sudarančios rūgštinės liekanos (vardiniu atveju) ir bazinės liekanos pavadinimo (gimtiniu atveju). Katijoną sudarančio metalo oksidacijos būsena, jei reikia, nurodoma romėniškais skaitmenimis skliausteliuose. Pavyzdžiui, K2S yra kalio sulfidas, FeSO4 yra geležies (II) sulfatas, Fe2(SO4)3 yra geležies (III) sulfatas.

Anoksinės rūgšties anijonas turi galūnę „ide“. Pavyzdžiui, FeCl3 yra geležies (III) chloridas.

Rūgščių druskų pavadinimai formuojami taip pat, kaip ir vidutinių, tačiau prie anijono pavadinimo pridedamas priešdėlis „hidro“, nurodantis vandenilio atomų buvimą, kurių skaičius nurodomas graikiškais skaitmenimis: di , trys ir. ir tt Pavyzdžiui: Fe(HSO4)3 – geležies (III) vandenilio sulfatas, NaH2PO4 – natrio divandenilio fosfatas.

Pagrindinių druskų pavadinimai formuojami taip pat, kaip ir vidurinių, tačiau prie katijono pavadinimo pridedamas priešdėlis „hidrokso“, nurodantis hidrokso grupių buvimą, kurių skaičius nurodomas graikiškais skaitmenimis: di, trys ir. ir tt Pavyzdžiui: (CuOH)2CO3 – hidroksivario (II) karbonatas, Fe(OH)2Cl – dihidroksigeležies (III) chloridas.

Druskos skirstomos į vidutines, rūgštines ir bazines.

Vidutinės (įprastos) druskos molekulėje nėra nei vandenilio atomų, nei hidrokso grupių. Jie beveik visiškai disocijuoja (ne laipsniškai), sudarydami metalo katijonus ir rūgšties liekanos anijonus:

K2S « 2 K+ + S2–

AlCl3 « Al3+ + 3 Cl–

Vidutinės druskos gali būti gaunamos visiškai pakeitus vandenilio atomus rūgšties molekulėse metalo atomais arba visiškai pakeitus hidroksilo grupes bazėse rūgštinėmis liekanomis. Pavyzdžiui:

Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H2O

Rūgščių druskos– tai druskos, kurių rūgšties liekanoje yra vandenilio, pavyzdžiui, KHS, Fe(HSO4)3. Tokios druskos disocijuoja laipsniškai. Pirmiausia (I stadijoje) druska visiškai suskaidoma į metalo katijonus ir rūgšties liekanos anijonus:

KHS « K+ + HS– (visiška disociacija)

Tada rūgštinė liekana disocijuoja mažesniu mastu (iš dalies), palaipsniui pašalindama vandenilio katijonus:

HS– « H+ + S2– (dalinė disociacija)

Rūgščių druskos pagal savo savybes yra tarpiniai junginiai tarp tarpinių druskų ir rūgščių. Kaip ir rūgštys, jos paprastai gerai tirpsta vandenyje ir gali neutralizuoti reakcijas.

Rūgščių druskos susidaro tik iš daugiabazių rūgščių, jei rūgštyje vandenilio atomai nevisiškai pakeičiami metalo atomais (rūgšties perteklius). Pavyzdžiui:

NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O

natrio vandenilio sulfatas

Vienbazinės rūgštys (HCl, HNO3) nesudaro rūgščių druskų.

Bazinės druskos– tai druskos, kurių katijonuose yra viena ar daugiau hidrokso grupių, pavyzdžiui, (CuOH)2CO3, (FeOH)Cl2.

Bazinės druskos, kaip ir rūgštinės, disocijuoja laipsniškai. I etape vyksta visiška disociacija į bazinės liekanos katijonus ir rūgštinės liekanos anijonus, o vėliau vyksta dalinė bazinės liekanos disociacija. Pavyzdžiui, hidroksivario (II) karbonatas visiškai disocijuoja pirmajame etape:

(CuOH)2CO3 « 2 CuOH+ + CO32–, (visiška disociacija)

tada pagrindinė liekana iš dalies disocijuoja kaip silpnas elektrolitas į jonus:

CuOH+ « Cu2+ + OH– (dalinė disociacija)

Paprastai bazinės druskos yra šiek tiek tirpios ir kaitinamos suyra, išskirdamos vandenį.

Bazinės druskos susidaro tik iš polirūgščių bazių, kai bazės hidroksilo grupės nevisiškai pakeičiamos rūgštinėmis liekanomis (bazės perteklius). Pavyzdžiui:

Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

hidroksomanio chloridas

Druskų gavimas

Vidutinės druskos gali būti gaunamos sąveikaujant medžiagoms:

1. metalas su nemetalu. Pavyzdžiui:

2. metalas su rūgštimi. Pavyzdžiui:

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

3 Zn + 4 H2SO4 (konc.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

3. bazinis oksidas su rūgštimi. Pavyzdžiui:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

4. rūgšties oksidas su bazėmis. Pavyzdžiui:

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

5. bazės su rūgštimi (neutralizacijos reakcija). Pavyzdžiui:

Ca(OH)2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O

6. dvi skirtingos druskos. Pavyzdžiui:

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4¯ + 2 NaCl

7. šarmai su druskomis. Pavyzdžiui:

3 KOH + FeCl3 → 3 KCl + Fe(OH)3¯

8. pasyvaus metalo išstūmimas iš jo druskos tirpalo aktyvesniu metalu (pagal metalo įtampų skaičių). Pavyzdžiui:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. rūgštinio oksido sąveika su baziniu. Pavyzdžiui:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Rūgščių druskų galima gauti:

1. kai deformacija reaguoja su rūgšties arba rūgšties oksido pertekliumi. Pavyzdžiui:

Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → Pb(HSO4)2 + 2 H2O

Ca(OH)2 + 2 CO2 → Ca(HCO3)2

2. kai vidutinė druska sąveikauja su rūgštimi, kurios rūgšties liekana yra šios druskos dalis. Pavyzdžiui:

PbSO4 + H2SO4 → Pb(HSO4)2

Pagrindinės druskos gaunamos:

Kai rūgštis reaguoja su bazės pertekliumi. Pavyzdžiui:

HCl + Mg(OH)2 → MgOHCl + H2O

Kai vidutinė druska sąveikauja su šarmu:

Bi(NO3)3 + 2 NaOH → Bi(OH)2NO3 + 2 NaNO3

Rūgštinės arba bazinės druskos susidaro hidrolizuojant tarpines druskas:

Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH

Al2(SO4)3 + H2O → 2 AlOHSO4 + H2SO4

Cheminės druskų savybės

1. Standartinių elektrodų potencialų serijoje kiekvienas ankstesnis metalas išstumia vėlesnius iš jų druskų tirpalų. Pavyzdžiui:

Zn + Hg(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Hg

Druskos sąveikauja su šarmais. Pavyzdžiui:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2¯ + Na2SO4

Druskos reaguoja su rūgštimis:

CuSO4 + H2S → CuS¯ + H2SO4

Daugelis druskų sąveikauja viena su kita:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3¯ + 2 NaCl

Sudarant chemines reakcijų lygtis, reikia atsiminti, kad reakcija įvyksta, jei vienas iš susidariusių produktų nusėda, išsiskiria kaip dujos arba yra šiek tiek disocijuotas junginys.

Rūgščių ir bazinių druskų pavertimas tarpinėmis

1. Rūgštinės druskos sąveika su to paties metalo hidroksidu:

KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O

2. Rūgščiosios druskos sąveika su to paties metalo, bet skirtingos rūgšties druska:

KHSO4 + KСl → K2SO4 + HCl

3. Terminis rūgščių druskų skilimas:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O

4. Bazinės druskos sąveika su atitinkama rūgštimi:

2 FeOHSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 2 H2O

Oksidacijos būsena

Klasifikuojant įvairias medžiagas, sudarant cheminių junginių formules ir aprašant jų savybes, naudojama elementų atomų būsenos charakteristika - oksidacijos laipsnis. Oksidacijos būsena yra kiekybinė elemento atomo būsenos junginyje charakteristika.

Oksidacijos būsena yra sąlyginis atomo krūvis cheminio junginio molekulėje, apskaičiuotas darant prielaidą, kad visos cheminio junginio molekulės susideda iš jonų, tai yra, bendros elektronų poros patenka į labiausiai elektronegatyvų elementą.

Oksidacijos skaičius gali būti neigiamas skaičius, teigiamas skaičius arba nulis. Oksidacijos numeris nurodomas arabiškais skaitmenimis su (+) arba (–) ženklu priešais, o cheminio junginio formulėje rašomas virš elemento simbolio.

Elektronus pritraukusiam atomui priskiriama neigiama oksidacijos būsenos reikšmė, o jo vertė, lygi pritrauktų elektronų skaičiui, pažymėta (–) ženklu.

Teigiama oksidacijos būsena nustatoma pagal elektronų, paimtų iš tam tikro atomo, skaičių ir pažymėta (+) ženklu.

Apskaičiuojant atomų oksidacijos būsenas, naudojamas šis taisyklių rinkinys:

1) paprastų medžiagų molekulėse atomo oksidacijos laipsnis lygus nuliui;

2) vandenilis junginiuose su nemetalais turi oksidacijos laipsnį (+1), išskyrus hidridus, kuriuose vandenilio oksidacijos laipsnis yra (–1);

3) deguonis visuose kompleksiniuose junginiuose turi oksidacijos būseną (–2), išskyrus OF2 ir įvairius peroksido junginius.

4) fluoras, kaip labiausiai elektronegatyvus elementas, turi oksidacijos laipsnį (–1) visuose junginiuose;

5) halogenai junginiuose su vandeniliu ir metalais turi neigiamą oksidacijos būseną (–1), o su deguonimi – teigiamą, išskyrus fluorą.

6) visi metalai jų junginiuose pasižymi tik teigiamomis oksidacijos būsenomis, įskaitant šarminius metalus turi oksidacijos būseną (+1), o šarminių žemių metalus - (+2);

7) visų molekulėje esančių atomų oksidacijos būsenų suma lygi nuliui, visų kompleksinio jono atomų oksidacijos laipsnių suma lygi šio jono krūviui.

Video pamoka: Neorganinių junginių klasės

Paskaita: Neorganinių medžiagų klasifikacija. Neorganinių medžiagų nomenklatūra (banali ir tarptautinė)

Pradėkime nuo paprasto neorganinių medžiagų padalijimo į paprastas ir sudėtingas. Paprastos molekulės susideda iš vieno elemento atomų, o sudėtingos – iš kelių elementų atomų. Paprasti elementai skirstomi į metalus ir nemetalus. Sudėtingi junginiai savo ruožtu skirstomi į oksidus, hidroksidus ir druskas.

Oksidai

Oksidai- tai sudėtingos medžiagos, susidedančios iš dviejų elementų, iš kurių vienas yra deguonis, kurio oksidacijos laipsnis yra -2.

Oksidai skirstomi į druskas formuojančius (bazinius, rūgštinius, amfoterinius), nesudarančius druską ir druską sudarančius (dvigubus).

Pagrindiniai oksidai turi pagrindines savybes ir gali sudaryti tipiškus metalus, kurių oksidacijos būsena yra +1, +2, (Li 2 O, MgO, CaO, CuO).

Rūgštiniai oksidai pasižymi rūgštinėmis savybėmis ir gali sudaryti nemetalus, kurių oksidacijos laipsnis didesnis nei +2. Jie taip pat sudaro metalus, kurių laipsnis nuo +5 iki +7 (SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2, SiO 2, CrO 3 ir Mn 2 O 7). Išimtis: oksidai NO 2 ir ClO 2 neturi atitinkamų rūgščių hidroksidų. Nepaisant to, jie laikomi rūgštiniais.

Amfoteriniai oksidai turi bazinių ir rūgščių savybių. Jas sudaro amfoteriniai metalai, kurių oksidacijos laipsnis yra +2, +3, +4 (Cr 2 O 3, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2. Šioje oksidų grupėje, kurių oksidacijos laipsnis +2, yra tik 4: ZnO, PbO, SnO, BeO.

Nesudarantys druskos oksidai neturi nei bazinių, nei rūgščių savybių. Tai apima nemetalų oksidus, kurių oksidacijos būsenos yra +1, +2. Jų yra tik 4: CO, NO, N 2 O, SiO.

Į druską panašūs oksidai sudarytas iš dviejų skirtingų oksidacijos laipsnių elementų. Pavyzdžiui, magnetinė geležies rūda FeO Fe 2 O 3, kuri, sąveikaudama su rūgštimis, sudaro dvi druskas: FeO Fe 2 O 3 + 4H 2 SO 4 → FeSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O

Hidroksidai

Hidroksidai- tai sudėtingos medžiagos, susidedančios iš oksidų ir vandens, turinčios hidrokso grupę (OH -).

Jie skirstomi į bazes, deguonies turinčias rūgštis ir amfoterinius hidroksidus.

• Pagrindai– metalų hidroksidai, kurių oksidacijos laipsnis yra +1, +2, pasižymintys pagrindinėmis savybėmis ir susidedantys iš metalo jonų ir hidroksido jonų OH - .

Pavyzdžiui:

• natrio hidroksidas - Na + OH,
• kalcio hidroksidas - Ca +2 (OH) 2,
• geležies hidroksidas - Fe +3 (OH) 3.

• Rūgščių hidroksidai (deguonies turinčios rūgštys) – nemetalų ir metalų hidroksidai, kurių oksidacijos laipsnis +5, +6, pasižymintys rūgštinėmis savybėmis, susidedantys iš hidroksonio - H 3 O + katijonų ir rūgšties liekanos.

Pavyzdžiui:

• Azoto rūgštis - HNO 3,
• Sieros rūgštis - H2SO4.

• Amfoteriniai hidroksidai – metalų hidroksidai, kurių oksidacijos laipsnis yra +2, +3, +4, pasižymintys rūgštinėmis ir bazinėmis savybėmis. Šioje grupėje hidroksidų, kurių oksidacijos laipsnis +2, yra tik 4: Zn(OH) 2, Pb(OH) 2, Sn(OH) 2, Be(OH) 2.

Druskos

Druskos- sudėtingos cheminės medžiagos, sudarytos iš metalų atomų, susijusių su rūgštinėmis liekanomis.

Pavyzdžiui:

• Natrio chloridas - NaCl,
• Natrio sulfatas - Na 2 SO 4,
• Kalcio chloridas – CaCl 2,
• Kalcio sulfatas - CaSO 4.

Yra šių rūšių druskos:

Vidutinės druskos– druskos, turinčios metalo atomų ir rūgšties liekanų. Pavyzdžiui: kalcio nitratas Ca(NO 3) 2, švino sulfatas PbSO 4, natrio karbonatas Na 2 CO 3 ir kt.

Rūgščių druskos– druskos, turinčios metalo atomų, rūgšties liekanų ir vandenilio. Metalo atomai susidaro, kai bazę neutralizuoja rūgšties perteklius. Norint sudaryti bet kokios rūgštinės druskos pavadinimą, prie druskos pavadinimo būtina pridėti priešdėlį hidro arba dihidro. Priešdėlis priklauso nuo vandenilio atomų, esančių rūgšties druskoje, skaičiaus. Pavyzdys: KHCO 3 – kalio bikarbonatas, KH 2 PO 4 – kalio divandenilio ortofosfatas. Taip pat būtina atsiminti, kad rūgščių druskos gali sudaryti dvi ar daugiau bazinių rūgščių. Jos gali būti ir deguonies turinčios, ir be deguonies rūgštys.

Bazinės druskos– druskos, turinčios metalo atomų, rūgšties liekaną ir hidrokso grupę (OH−). Norint nustatyti pagrindinės druskos pavadinimą, prie įprastos druskos pavadinimo reikia pridėti priešdėlį hidrokso arba dihidrokso. Priešdėlis priklausys nuo druskoje esančių OH grupių skaičiaus. Pavyzdžiui, (CuOH) 2 CO 3 yra vario (II) hidroksikarbonatas. Taip pat turėtumėte žinoti, kad bazinės druskos sudaro bazes, turinčias dvi ar daugiau hidrokso grupių.

Dvigubos druskos– druskos, turinčios dviejų metalų katijonus ir rūgšties liekaną. Pavyzdžiui, aliuminio sulfatas – kalio KAl(SO 4) 2 12H 2 O

Mišrios druskos– druskos, turinčios dviejų metalų anijonus ir rūgšties liekaną. Pavyzdžiui, vario (II) dihidroksokarbonatas Cu 2 (OH) 2 CO 3.

Hidrato druskos– druskos, turinčios kristalizacijos vandens molekulių. Pavyzdžiui, natrio sulfato dekahidratas Na 2 SO 4 10 H 2 O

Formulių ir pavadinimų konstrukciją lemia cheminė triviali ir tarptautinė nomenklatūra. Trivialūs vardai yra istoriškai susiformavę tradiciniai vardai.