Кислоти

ОСНОВИ

ОКСИДИ

Оксидами називаються бінарні оксигеновмісні сполуки, в яких Оксиген виявляє негативний ступінь окиснення. Отже, до оксидів належать майже всі бінарні сполуки елементів з Оксигеном, крім сполуки Оксигену з Флуором — ОF₂. Цю сполуку слід віднести до фторидів, а не до оксидів, оскільки Оксиген в ній має ступінь окиснення +2 (електронегативність Флуору (4) вища за елек-тронегативність Оксигену (3,5)).

За хімічними властивостями оксиди поділяють на солетворні і несолетворні.

Солетворні — це такі оксиди, які в разі перебігу певних хімічних реакцій здатні утворювати солі. Наприклад:

С0₂ + Са(ОН)₂ = СаСОз + Н₂0;

СаО + 2НС1 = СаС1₂ + Н₂0.

Несолетворні — це такі оксиди, які не здатні утворювати солі. Наприклад: N0, СО, SіО тощо (таких оксидів відомо мало). Однак несолетворні оксиди беруть участь в інших реакціях, наприклад:

2NO + O₂ = 2NO₂.

Солетворні оксиди, в свою чергу, поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основними оксидами називаються оксиди, гідрати яких є основами. До основних оксидів, як правило, належать оксиди металів (не всі): Lі₂0, Na₂0, К₂0, Мg0, МпО, Мп₂0₃, СrO, La₂0₃, ВаО, СаО тощо. Основні оксиди здатні реагувати з ангідридами кислот та кислотами і не реагують з основними оксидами та основами. Більшість основних оксидів не вступає у взаємодію з водою, з нею реагують тільки оксиди лужних та лужно-земельних металів і оксид талію(І) з утворенням лугів. Наприклад, оксид кальцію СаО реагує за рівнянням

СаО + Н₂0 = Са(ОН)₂.

За агрегатним станом основні оксиди — це тверді тіла.

Кислотними оксидами називаються оксиди, які з водою утворюють кисло­ти. Тому кислотні оксиди часто називають ангідридами кислот. До кислотних оксидів належать:N₂0з, NO₂, N₂0₅, S0₃, СrO₃, V₂0₅ тощо.

Оксиди типових неметалів мають кислотний характер. До кислотних нале­жать також оксиди деяких металів, що мають ступінь окиснення п'ять і більше (V₂0₅, СrOз, Мп0₃, Мп₂0₇ тощо). Кислотні оксиди не взаємодіють між собою і з кислотами, вступають у реакції з основними оксидами та основами. Наприклад:

Са(ОН)₂ + N₂Oз = Са(NO₂)₂ + Н₂0;

S0₃ + СаО = СаS0₄.

В результаті таких реакцій утворюються солі.

Більшість кислотних оксидів реагує з водою безпосередньо. Наприклад:

S0₃+ Н₂0 = Н₂S0₄.

Кислотні оксиди бувають переважно в газоподібному і рідкому, а іноді — в твердому стані.

Амфотерні оксиди одночасно виявляють властивості кислотних і основ­них оксидів: у разі дії на них кислот або ангідридів вони ведуть себе як основ­ні, а в разі дії основних оксидів або основ — як кислотні. Наприклад, амфо­терний оксид цинку ZпО з гідроксидом натрію і сульфатною кислотою реагує за рівняннями реакцій

Zп0 + 2Na0Н = Na₂Zп0₂ + Н₂0;

ZпО + Н₂S0₄ = ZпS0₄ + Н₂0.

До амфотерних оксидів належать: А1₂0₃, ZпО, Сг₂0₃, ВеО, SпО, Sп0₂, РЬО, РbO₂, Мп0₂, UO₃ тощо. Амфотерні оксиди утворюють переважно метали. Вони, як і основні оксиди, за звичайних умов перебувають у твердому стані. Амфотерні оксиди у воді не розчиняються.

Слід пам'ятати, що деякі амфотерні оксиди (Сг₂0₃, АІ₂0₃, Ті0₂ тощо) дуже стійкі проти різних впливів: вони не розчиняються ні в водних розчинах лугів, ні в кислотах. Перевести їх у розчини можна лише сплавлянням з твердими лугами, карбонатами, гідрогенсульфатами (або К₂S₂0₇). Реакції відбуваються за такими рівняннями:

А1₂0₃ + 6КНS0₄ = ЗК₂S0₄ + А1₂(S0₄)₃ + ЗН₂O;

АІ₂0₃ + ЗNа₂С0₃ = 2Na₃АlO₃ + ЗС0₂;

А1₂0₃ + СаС0₃ = Са(АlO₂)₂ + С0₂.

Якщо метал утворює декілька оксидів, то основними, як правило, бувають ті, що виявляють нижчий ступінь окиснення металу. Оксиди з проміжними ступенями окиснення металів здебільшого амфотерні, а оксиди металів із ступенями окиснення 5, 6, 7 майже завжди кислотні. Так, Манган утворює оксиди МпО, Мп₂0₃, Мп0₂, (Мп0₃) і Мп₂0₇. Перші два з них — основні, Мп0₂ — амфотерний, а два останніх — кислотні.

Найчастіше оксиди добувають безпосереднім окисненням елементів кис­нем, термічним розкладанням основ, кислот і солей, які містять Оксиген. Прикладами можуть бути такі реакції:

S + 0₂ = 80₂;

Си(ОН)₂ = СиО + Н₂0;

Н₂S0₄ = S0₃ + Н₂0; СаС0₃ = СаО + С0₂.

Оксиген здатний утворювати сполуки, які називаються пероксидами.

Ступінь окиснення Оксигену в пероксидах може бути -1, а в супероксидах —1/2

(Na₂0₂^-1, КО₂^-1|2). Деякі пероксиди за походженням можна віднести до класу солей (від кислоти — пероксиду гідрогену Н₂0₂). Зокрема, пероксиди Na₂0₂, Са0₂ виявляють властивості солей пероксиду гідрогену Н₂0₂.

Існує декілька номенклатурних правил оксидів.

Якщо елемент утворює кілька оксидів, то в їхніх назвах, згідно з номен­клатурними правилами ІЮПАК, зазначають ступінь окиснення електропози­тивного елемента римською цифрою в дужках після назви сполуки. Наприк­лад, FеО — оксид феруму(ІІ), Fе₂0₃ — оксид феруму(Ш), СиО — оксид купруму(ІІ), Си₂0 — оксид купруму(І) тощо.

Крім того, розрізняють оксиди за допомогою грецьких числівників, які вказують на кількість атомів Оксигену, що припадає на один атом елемента (-гемі-, моно-, сескві-, ді- (ди-), геміпента-, три-, гемігепта-, тетра- тощо). Якщо елемент утворює лише один оксид, його називають просто оксидом, не зазначаючи ступеня окиснення елемента. В назвах пероксидів вживають префікси пер- і супер-. Наприклад, Ва0₂ — пероксид барію, К0₂ — супер-оксид калію.

Основами називаються сполуки, до складу яких входять атом металу і гід­роксильні групи —ОН. Число гідроксильних груп у молекулі основи відпо­відає валентності металу і визначає кислотність основи. Наприклад, NаОН — однокислотна основа, Са(ОН)₂ — двокислотна і т. д.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації основи — це електроліти, що дисоціюють у розчині з утворенням гідроксид-іонів ОН^-:

NаОН = Nа⁺ + ОН^-.

З хімічної точки зору для основ характерна взаємодія із сполуками кислот­ної природи.

Завдяки наявності у складі основ гідроксид-іонів — активних донорів електронів, ці сполуки відповідають також визначенню поняття «основи» за Бренстедом. Згідно з теорією Бренстеда, основам властиве зв'язування йонів Гідрогену.

За розчинністю у воді основи поділяються на розчинні і нерозчинні. Розчинні у воді основи називаються лугами.

За силою основи поділяються на сильні (NaОН, КОН, Ва(ОН)₂, СsОН), середні (Мg(ОН)₂, ТІОН, Са(ОН)₂) і слабкі (Т1(ОН)₃, Ві(ОН)₃).

Слабкі основи і більшість середніх погано розчиняються у воді. Розчин­ними є основи, утворені лужними і лужноземельними металами, амонієм, талієм і комплексними катіонами типу [Си(NНз)₄,]²⁺, [Zп(NHз)₄]²⁺ тощо.

Добувають основи декількома методами.

Розчинні основи (луги) у виробництві добувають електролізом водних роз­чинів їхніх солей (NаСІ, КС1 тощо), а також дією на розчини їхніх карбонатів гашеним вапном. Наприклад:

Nа₂СОз + Са(ОН)₂ = 2NaОН + СаС0₃.

У лабораторних умовах луги можна добути також дією на воду лужними і лужноземельними металами або їхніми оксидами. Наприклад, під час вза­ємодії металічного кальцію або його оксиду з водою відбуваються реакції, що описуються рівняннями

Са + 2Н₂0 = Са(ОН)₂ + Н₂;

СаО + Н₂0 = Са(ОН)₂.

Нерозчинні основи добувають дією розчинних основ на солі того металу, основу якого потрібно добути. Наприклад, під час взаємодії розчину сульфату купруму(П) з розчином гідроксиду натрію утворюється нерозчинна основа — гідроксид купруму(ІІ) за рівнянням реакції

СиSО₄, + 2NaОН = Nа₂SО₄ + Си(ОН)₂.

Основи характеризуються різною стійкістю проти нагрівання, що зумовлено різною міцністю зв'язку атомів Оксигену з атомами металу та атомами Гідрогену в молекулі основи. Наприклад, такі гідроксиди, як АgОН, Си(ОН)₂ і Са(ОН)₂, розкладаються на відповідні оксиди і воду за кімнатної температури, температури, вищої за 85 °С, і за температури 580 °С відповід­но. Гідроксиди лужних металів киплять і переганяються без розкладання.

Основи взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами з утворенням солей:

Са(ОН)₂ + 2НС1 = СаС1₂ + 2Н₂0;

Са(ОН)₂ + S0₃ = СаS0₄ + 2Н₂0.

За номенклатурними правилами ІЮПАК речовини, які містять ОН-групи, називаються гідроксидами. Якщо елемент утворює декілька гідроксидів, то в його назві позначають ступінь окиснення металу римською цифрою в дужках після назви гідроксиду. Наприклад: Си(ОН)₂—гідроксид купруму(П); Fе(ОН)₂— гідроксид феруму(ІІ); Fе(ОН)₃ — гідроксид феруму(Ш) тощо.

За іншою поширеною номенклатурою гідроксиди, утворені одним мета­лом, розрізняють за допомогою префікса, що означає грецьку назву відповід­ного числа. Наприклад, Fе(ОН)₂ — дигідроксид феруму; Fе(ОН)₃ — тригідроксид феруму тощо.

Кислотами називаються сполуки, що містять у молекулах атоми Гідроге­ну, здатні заміщуватися на атоми металу з утворенням солей.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти — це сполуки, які під час дисоціації здатні відщеплювати катіони лише одного типу — йони Гідрогену. Це визначення узгоджується з теорією Бренстеда, згідно з якою кислоти є донорами йонів Гідрогену.

Кількістю атомів Гідрогену у кислоті, здатних заміщуватися на метал, визначається основність кислоти. Наприклад, НС1 — одноосновна кислота, Н₂S0₄ — двохосновна, Н₃Р0₄ — трьохосновна і т. д.

У деяких кислотах не всі атоми Гідрогену здатні заміщуватись на метал. Наприклад, Н₃Р0₂ — одноосновна кислота, Н₃Р0₃ — двохосновна.

За силою кислоти поділяються на три групи: сильні (HNО₃, Н₂S0₄, НСlO₄, НІ, НВг, НСl тощо), середні (Н₃Р0₄, Н₂S0₃, НSСN тощо) і слабкі (Н₃В0₃, Н₂С0₃, НСN, HNО₂, Н₂S тощо).

Часто кислоти поділяються за їхньою окислювальною здатністю на кислоти-окисники (НN0₃, НСlO₃, НСlO₂, НСlO, НNO₂, концентрована Н₂S0₄, кон­центрована НClO₄ тощо) та кислоти-неокисники (НС1, НВг, НІ, Н₃Р0₄, роз­бавлена Н₂S0₄, розбавлена НСlO₄ тощо).

За складом кислоти поділяються на безоксигенні (НСІ, Н₂S, НСN), оксигеновмісні прості (НNO₃, Н₂S0₄, Н₃Р0₄ тощо), ізополікислоти (Н₂S₂0₇, Н₂В₄0₇ тощо) та гетерополікислоти (Нз[Р(Мо₃О₁₀)₄], Н₄[Sі(\W₃О₁₀)₄]).

Частина молекули кислоти після відщеплення від неї йона Гідрогену нази­вається кислотним залишком. Його валентність дорівнює числу атомів Гідро­гену у молекулі кислоти. Наприклад, для кислот НNO₃, Н₂С0₃ і Н₃Р0₄ відпо­відно кислотними залишками будуть: одновалентний нітрат-іон NO₃^-, двова­лентний карбонат-іон С0₃^2- і тривалентний фосфат-іон РО₄^3-.

Водень з кислот витискується багатьма металами. Під час перебігу цієї реакції виділяється вільний водень і утворюються відповідні солі:

Zп + 2НС1 = ZпСІ₂ + Н₂.

Кислоти здатні взаємодіяти з основними оксидами, основами і солями з утворенням солей, наприклад:

2НNO₃ + СаО = Са(N0₃)₂ + Н₂0;

2НС1 + Ва(ОН)₂ = ВаСІ₂ + 2Н₂0;

Н,S0₄ + ВаС1₂ = ВаS0₄ + 2НСІ.

Кислоти добувають декількома методами. Більшість оксигеновмісних кислот утворюється під час взаємодії їхніх ангідридів з водою

S0₃ + Н₂0 = Н₂80₄.

Деякі кислоти добувають, діючи на їхні солі сильнішими кислотами:

2NаС1 + Н₂S0₄ = Na₂S0₄ + 2НС1.

Хлороводень НСІ у техніці добувають синтезом з водню і хлору:

Н₂ + С1₂ = 2НС1.

Кислоти, як і основи, по-різному ведуть себе під час нагрівання. Наприк­лад, кислоти Н₂С0₃, Н₂S0₃ та інші настільки нестійкі, що у вільному стані не добуті — відомі тільки їхні водні розчини, а для розкладання Н₂S0₄, НСІ, Н₂S тощо їх слід нагріти до досить високої температури, (НР0₃)_n кипить і переганяється без розкладання.

У науковій та навчальній літературі кислоти називають за міжнародними номенклатурними правилами: назви оксигеновмісних кислот утворюють від кореня латинської назви кислотоутворювального елемента, суфіксів -ат- (ви­щий ступінь окиснення) або -ит- (нижчий ступінь окиснення), закінчення -на та слова «кислота». Якщо елемент може виявляти більш ніж два ступені окиснення в оксигеновмісних кислотах, то вживають префікси гіпо- (най­нижчий ступінь окиснення) і пер- (найвищий). У полікислотах число атомів кислотоутворювального елемента позначається грецьким префіксм. Назви безоксигенних кислот містять суфікс -ид-.

Якщо елемент з певним ступенем окиснення здатний утворювати кілька кислот, що відрізняються між собою за числом молекул води, то їх розріз­няють за префіксами в назві кислоти: до назви найбагатшої на воду кислоти додають префікс орто-, до назви найбіднішої — мета-. Наприклад, НР0₃ — метафосфатна кислота, Н₃Р0₄ — ортофосфатна.

Деякі кислоти мають поширені побутові (тривіальні) назви, наприклад НС1 — соляна кислота, НNОз — азотна, Н₂S0₄ — сірчана, Н₂С0₃ — вугільна.

Наведемо номенклатурні назви деяких кислот:

Формула кислоти	Назва кислоти
HCl	хлоридна
НNO3	нітратна
HNO2	нітритна
Н2SO4	сульфатна
Н2SO3	сульфітна
НРO3	метафосфатна
H3PO4	ортофосфатна
H3PO3	ортофосфітна
H4P2O7	дифосфатна
H2CO3	карбонатна
H2S2O3	тіосульфатна
НМп04	перманганатна
HClO	гіпохлоритна
НСlO2	хлоритна
НСlOз	хлоратна
НСlO4	перхлоратна
Н2СrO4	хроматна
Н2Сг2O7	дихроматна
Н3[Р(Мо3ОІ0)4]	тетратримолібдатоортофосфатна

5. АМФОТЕРНІ ГІДРОКСИДИ

Амфотерним оксидам відповідають амфотерні гідроксиди: Zп(ОН)₂, А1(ОН)₃, Сг(ОН)₃, РЬ(ОН)₂, Ве(ОН)₂, Sп(ОН)₂ тощо.

Амфотерними називаються такі гідроксиди, які під час дисоціації одно­часно утворюють йони Гідрогену Н⁺ і гідроксид-іони ОН^-.

Амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді. Під час взаємодії з кисло­тами і кислотними оксидами вони виявляють властивості основ, а під час взаємодії з основами й основними оксидами — властивості кислот. Добува­ють амфотерні гідроксиди, діючи лугами на солі відповідних металів, при­чому надлишок лугу повинен бути незначним:

А1(NO₃)з + ЗКОН = А1(ОН)₃ + ЗКNO₃;

ZпС1₂ + 2NaОН = Zп(ОН)₂ + 2NаСІ.

Амфотерні гідроксиди, згідно з теорією Бренстеда, залежно від природи другого реагента можуть бути і донорами, і акцепторами йонів Гідрогену, тобто основною ознакою амфотерних гідроксидів є їх взаємодія як з кисло­тами, так і з основами;

Zп(ОН)₂ + Н₂S0₄ = ZпS0₄ + 2Н₂0;

Zп(ОН)₂ + 2NaОН = Na₂[Zп(ОН)₄].

Назви амфотерних гідроксидів утворюються подібно до назв основ: Zп(ОН)₂ — гідроксид цинку, Си(ОН)₂ — гідроксид купруму(П) тощо.

6. СОЛІ

Солі можна розглядати як продукти повного або часткового заміщення атомів Гідрогену у кислотах на атоми металів, або як продукти повного чи часткового заміщення гідроксильних груп в основах на кислотні залишки.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації солі — це речовини, які під час дисоціації розпадаються на катіони металів та аніони кислотних залишків:

Nа₃Р0₄ = 3Na⁺ + РО ₄^3-.

Розрізняють такі типи солей: нормальні, або середні, кислі, основні, подвійні, змішані та комплексні.

Нормальні солі — це продукти повного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу в молекулах кислот (К₂S0₄, Na₂С0₃, К₃Р0₄ тощо).

Кислі солі — це продукти неповного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу в молекулах кислот (NаНС0₃, КНS0₄, Na₂НР0₄ тощо).

Кислі солі можна добути неповною нейтралізацією багатоосновних кислот основами, дією відповідних кислот на середні солі, гідролізом солей, утво­рених слабкими багатоосновними кислотами:

Н₃Р0₄ + КОН = КН₂Р0₄ + Н₂0;

К₂S0₄ + Н₂S0₄ = 2КНS0₄;

Nа₂С0₃ + НОН = NаНСОз + NaОН.

Кислі солі виявляють властивості кислот — незаміщений атом Гідрогену в них може заміщуватися з утворенням нормальних солей. Наприклад, під час дії на гідрогенкарбонат натрію NаНСОз лугу NaOH відбувається реакція за рівнянням

NаНСОз + NаОН = Nа₂СОз + Н₂0.

Основні солі — це продукти неповного заміщення гідроксильних груп у молекулі багатокислотної основи або амфотерного гідроксиду на кислотні залишки (Мg(ОН)С1, Zп(ОН)С1, Си(ОН)₂, S0₄ тощо).

Основні солі добувають неповною нейтралізацією багатокислотних основ або амфотерних гідроксидів кислотами, дією основи на сіль цієї самої основи, гідролізом солей, утворених слабкими багатокислотними основами:

Ві(ОН)₃ + НС1 = Ві(0Н)₂С1 + Н₂0;

МgС1₂ + Мg(ОН)₂ = 2Мg(ОН)С1;

СиС1₂ + НОН = Си(0Н)С1 + НС1.

Основні солі подібно до основ здатні реагувати з кислотами з утворенням нормальних солей. Наприклад, під дією на основний хлорид магнію Мg(0Н)С1 хлоридної кислоти НС1 утворюється хлорид магнію МgС1₂ за рів­нянням реакції

Мg(ОН)С1 + НС1 = МgС1₂ + Н₂0.

Основні солі під дією нагрівання або з часом здатні втрачати воду. Солі, що утворюються внаслідок цього, називаються оксосолями. Наприклад:

Ві(ОН)₂Вг = ВiOВг + Н₂0.

Оксосолі можна перетворити на середні солі дією відповідних кислот:

ВіОВг + 2НВг = ВіВг₃ + Н₂0.

Подвійні солі — це продукти заміщення атомів Гідрогену в молекулах кислот на атоми двох металів (КА1(S0₄)₂, NаКS0₄ тощо).

Змішані солі — це середні солі, в молекулах яких атом металу сполучений з двома різними кислотними залишками. Прикладом такої солі може бути хлорне вапно — кальцієва сіль хлоридної і гіпохлоритної кислот:

СІ — Са — ОСІ.

Подвійні солі можна добути нейтралізацією будь-якої багатоосновної кислоти двома основами:

Н₂S0₄ + NаОН + КОН = КNa80₄ + 2Н₂0 або під час одночасної кристалізації різних солей:

КС1 + МgС1₂ + 6Н₂0 = КМgС1₃ • 6Н₂0.

Залежно від природи солі, останні можуть реагувати з іншими солями, кислотами, основами, ангідридами, металами та іншими речовинами, з якими солі утворюють нові сполуки, наприклад:

ВаС1₂ + Na₂S0₄ = ВаS0₄ + 2NaСІ;

ВаС1₂ + Н₂S0₄ = ВаS0₄ + 2НС1;

СиS0₄ + 2NaОН = Си(ОН)₂ + Na₂S0₄;

СаСОз + Sі0₂ = СаSі0₃ + С0₂;

СиS0₄ + Fе = FеS0₄ + Си.

Солі добувають багатьма способами.

1. Взаємодією кислот з основами (реакція нейтралізації) або амфотерними
гідроксидами:

Са(ОН)₂ + 2НN0₃ = Са(NO₃)₂ + 2Н₂0;

Zп(ОН)₂ + 2НС1 = ZпС1₂ + 2Н₂0.

2. Взаємодією кислот з основними або амфотерними оксидами:

Мg0 + Н₂S0₄ = МgS0₄ + Н₂0;

ZпО + 2НNОз = Zп(N0₃)₂ + Н₂0.

3. Взаємодією кислот з металами (кислоти-неокисники взаємодіють лише з
активними металами з виділенням водню, кислоти-окисники — з активними і
неактивними, крім золота і деяких платинових металів, без виділення водню):

Zп + Н₂S0₄ = ZпS0₄ + Н₂;

Си + 4НN0₃ (конц.) = Си(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2Н₂0.

4. Взаємодією кислот з іншими солями:

Н₂S0₄ + ВаС1₂ = ВаS0₄ + 2НС1.

5. Взаємодією кислотних оксидів з основними або амфотерними окси­
дами:

N ₂ O ₅+ СиО = Си(NOз)₂;

S0₃ + ZпО = ZпS0₄.

6. Взаємодією кислотних оксидів з основами або амфотерними гідрокси­
дами:

Р₂0₅ + 6Na0Н = 2Na₃Р0₄ + ЗН₂0;

N₂0₅ + Zп(ОН)₂ = Zп(NO₃)₂ + Н₂0.

7. Взаємодією кислотних оксидів із солями:

СаС0₃ + Sі0₂ = СаSі0₃ + С0₂.

Такі реакції відбуваються лише в тому разі, коли оксид, яким діють на сіль, менш леткий, ніж той, що виділяється внаслідок реакції.

8. Взаємодією сильних основ з амфотерними гідроксидами:

Ва(ОН)₂ + РЬ(ОН)₄ = Ва[РЬ(ОН)₆].

9. Взаємодією основ із солями:

FеS0₄ + 2КОН = Fе(ОН)₂- + К₂S0₄.

10. Взаємодією солей із солями:

2К₃Р0₄ + ЗСаС1₂ = Са₃(Р0₄)₂- + 6КС1.

11 Взаємодією солей з металами, що мають вищу активність, ніж метали,

які входять до складу солей:

СиS0₄ + Fе = Си- + Fе80₄.

12. Взаємодією металів з неметалами:

Zп + С1₂ = ZпС1₂.

13. Взаємодією активних неметалів з лугами:

С1₂ + 2NаОН = NaС1 + NаСlO + Н₂0;

3S + 6КОН = 2К₂S + К₂S0₃ + ЗН₂0.

14. Термічним розкладанням солей:

2КNO₃ = 2КNO₂ + 0₂;

2КСlO₃ = 2КС1 + 30₂.

15. Взаємодією металів, що утворюють амфотерні оксиди, з водними розчинами лугів:

Zп + 2NaОН = Nа₂Zп0₂ + Н₂.

За міжнародними номенклатурними правилами назва солі складається з назви металу та латинської назви кислотного залишку. Наприклад: Nа₂S0₄ — сульфат натрію, Са(NOз)₂ — нітрат кальцію, СиС1₂ — хлорид купруму(II), FеS — сульфід феруму(П), Сг₂(S0₄)₃ — сульфат хрому(Ш), Ва(СlO₂)₂ — хлорит барію тощо.

У назві кислих солей до латинської назви аніона додають числівник, що відповідає числу атомів Гідрогену у молекулі кислоти і слово гідроген-, на­приклад: Na₂НР0₄ — гідрогенфосфат натрію, NaН₂Р0₄ — дигідрогенфосфат натрію тощо. Аналогічно до назви катіона основної солі додають слово гідроксо-, наприклад: Ві(ОН)(NO)з)₂ — нітрат гідроксобісмуту(Ш), Ві(ОН)₂(NO)₃ — нітрат дигідроксобісмуту(Ш) тощо.

Безводні основні солі можна називати двояко. Наприклад, сполука ВіОСІ — це хлорид оксобісмуту(Ш), або хлорид бісмутилу (йон ВіО⁺ нази­вають бісмутилом); ТhS0₄ — сульфат оксоторію(ІV), або сульфат торилу (Тh0²⁺ —торил).

Подвійні і змішані солі слід називати так, щоб за назвою можна було вста­новити їхній склад, тобто потрібно зазначати всі прості йони: Са(ОС1)С1 — хлорид-гіпохлорит кальцію; КNаS0₄ — сульфат калію-натрію.

7. СОЛЕПОДІБНІ БІНАРНІ СПОЛУКИ

Солеподібні бінарні сполуки — це сполуки, що складаються з двох елементів різної електронегативності і виявляють деякі типові ознаки солей: здатність гідролізувати, подібність кристалічних ґраток до ґраток солей тощо.

До солеподібних бінарних сполук належать сполуки металів з неметалами, зокрема, активних металів з Гідрогеном, Нітрогеном, Карбоном, Фосфором, Силіцієм, наприклад: LіН — гідрид літію, СаН₂ — гідрид кальцію, Мg₃N₂ — нітрид магнію, МgSі — силіцид магнію, СаС₂ — карбід кальцію, Мg₃Р₂ — фосфід магнію. У воді ці сполуки не розчиняються, але розщеплюються водою або кислотами.

8. ГАЛОГЕН- І ТІОАНГІДРИДИ

Галоген- і тіоангідриди — це сполуки, що виявляють властивості ангідридів.

Галогенангідриди одночасно є ангідридами двох кислот: оксигеновмісної та безоксигенної. Наприклад, галогенангідрид РОС1₃ під час взаємодії з водою утворює дві кислоти:

РОСl + ЗН₂0 = ЗНС1 + Н₃Р0₄,

а з лугом — дві солі:

РОСl₃ + 6NaОН = ЗNaСІ + Na₃Р0₄ + ЗН₂0.

Галогенангідриди можна уявити як похідні ангідридів, у яких Оксиген повністю або частково заміщений на галоген: РС1₅ — хлорид фосфору(V), РОСl₃ — хлорид оксофосфору(V), РС1₃ — хлорид фосфору(Ш), NO₂С1 — хлорид діоксонітрогену(V), N0Cl — хлорид оксонітрогену(Ш).

Тіоангідриди — це сполуки Сульфуру з різними елементами, які за власти­востями подібні до неметалів, а також з деякими металами в їхніх найвищих ступенях окиснення. У тіоангідридах зв'язок між елементами значною мірою ковалентний. Тіоангідриди погано розчиняються у воді, розчиняються у лугах та реагують з сульфідами лужних і лужноземельних металів з утворенням солей тіокислот:

3SпS₂ + 6КОН = 2К₂SпS₃ + К₂Sп0₃ + ЗН₂0;

Тіостанат Станат

калію калію

Аs₂S₅ + ЗNа₂S = 2Na₃АsS₄;

Тіоарсенат натрію

2Аl₂S₃ + 4NаОН = ЗNаАsS₂ + NаАsО₂+ 2Н₂0.
Тіоарсеніт Арсеніт
натрію натрію

Назви тіоангідридів утворюють аналогічно назвам галогенангідридів, наприклад: Аs₂S₃ — сульфід арсену(Ш), Аs₂S₅ — сульфід арсену(V), СS₂ — сульфід карбону(ІV), SпS₂ — сульфід стануму(ІV), С0S — сульфід оксокарбону(ІV).

9. МЕТАЛІДИ (ІНТЕРМЕТАЛІДИ)

Сполуки, що утворюються під час взаємодії одного металу з іншим, нази­ваються металідами. Найкраще взаємодіють між собою метали, що за своїми хімічними властивостями відрізняються один від одного. До металідів нале­жать також сполуки металів з деякими неметалами (металоподібні бориди, карбіди, нітриди тощо).

Металіди виявляють металічні властивості: металічний блиск, електро- і теплопровідність тощо. Стійкість металідів визначається хімічною природою складових елементів. Чим більше відрізняються відповідні метали за електронегативностями, тим стійкіші металіди. Стійкі металіди мають високу темпе­ратуру плавлення, велику теплоту утворення, підвищену електронну густину в певних місцях кристалічних ґраток тощо. Металіди здебільшого не підля­гають правилам валентності, наприклад: Си₅Zп₈, А1₆Мп, ТаВ₁₂. Міжатомний зв'язок у металідах переважно металічний.

За своїми властивостями металіди подібні до металів, але їх тепло-, елек­тропровідність, блиск значно нижчі, ніж у справжніх металів. За складом вони поділяються на два види: дальтоніди і бертоліди.

Сполуки із сталим складом називаються дальтонідами. До дальтонідів належать Мg₂Sп, NiSЬ, МgСиА1₂ тощо. Бертоліди — це сполуки із змінним складом: FеSЬ, NаРЬ₃ тощо.

Номенклатура металідів своєрідна. Наприклад, WС називається монокарбідом вольфраму, Fе₃С— субкарбідом феруму, FеSЬ — моностибідом феруму, NaРЬз — триплюмбідом натрію, LаВ₆ — гексаборидом лантану.

Назви деяких металідів складаються з назв окремих металів у називному відмінку: Мg₂Си — магній-купрум (2: 1), МgZп₅ — магній-цинк (1: 5), NiСо₄— нікол-кобальт (1: 4), МgСиА1₂ — магній-купрум-алюміній (1:1: 2), МgСи₂ — магній-купрум (1: 2).

Запитання для самоконтролю

1. Як поділяють кислоти за їх окиснювальною здатністю, за складом та за силою?

2. Наведіть приклади рівнянь реакцій, які підтверджують слабкі кислотні властивості таких амфотерних гідроксидів: Ве(ОН)₂, А1(ОН)₃, Zп(ОН)₂, Сг(ОН)₃.

3. Доведіть, що кислі солі виявляють деякі властивості кислот, а основні солі — деякі властивості основ.

4. Перелічіть способи добування подвійних та змішаних солей.

Основні розрахункові формули

Позначення: n – кількість речовини; m – її маса; M – молярна маса; N – число частин речовини; N_А – постійна Авогадро; V – обєм речовини;

V_m – молярний обєм.

N_A= 6, 02*10²³ моль^-1

V_m = 22, 4 л/моль=0, 0224 м³/моль=22400см³/моль.

Хімічні речовини і суміші

Масова частка компонента системи Х – це відношення маси цього компонента m(X) до маси усієї системи m:

Масова частка – величина безрозмірна, її виражають у частках або процентах, обчислюють за формулою:

Дата добавления: 2014-01-05