Анемов Евгений Михайлович. Химические соединения. Базовая терминология

ОКСИДЫ, ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ, СОЛИ, БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Ver. 15.05.2012

Надеюсь, что настоящий справочник будет полезен школьникам, учащимся, студентам. По моему скромному разумению, при изучении любого нового предмета важно знать все дефиниции (определения) используемых терминов для понимания самого предмета. Не претендую на авторство текстов статей (в большинстве случаев скомпилированных из одного или нескольких источников) или рисунков. Мое участие ограничилось подборкой (систематизацией) материала по разделу изучаемого предмета.

Примечание. Любая часть настоящего справочника может быть использована без ссылок в домашних заданиях, лабораторных, курсовых и дипломных работах, методиках, отчетах, пособиях, статьях, диссертациях, монографиях, книгах, видеоматериалах, презентациях и других публикациях.

Все неорганические соединения могут быть разделены на 3 класса:

● одноэлементные (или простые вещества):

♦ металлы:

▪ активные (например: Ca, Na)

▪ благородные (например: Au, Rh)

▪ обычные (например: Fe, Ni)

♦ неметаллы:

▪ активные (например: F₂, O₂)

▪ благородные (например: Ar, He)

▪ обычные (например: N₂, Si)

● бинарные (в т.ч. оксиды):

♦ интерметаллиды (например: Cu₃Au, Ti_₂Hg_₃)

♦ соединения металл-неметалл:

▪ ковалентные (например: SnCl₄, TiCl₄, K₂O)

▪ ионные (бинарные) соли (например: NaBr, SnCl₂)

♦ соединения неметаллов (например: BN, S₂Cl₂, NO)

● многоэлементные:

♦ кислоты (например: HNO₃, H₂SO₄)

♦ кластеры [например: Os_₃(CO)_₁₂]

♦ клатраты (например: CH₄▪7H₂O)]

♦ комплексы {например: Na₂[Zn(OH)₄], Na₃[RhCl6]}

♦ основания и щелочи (например: LiOH, NaOH)

♦ соли (например: KMnO₄, KNO₃)

♦ другие (не перечисленные выше)

Химические соединения по сложности могут быть также классифицированы на:

▪ соединения первого порядка (или атомные): CH₄, NH₃, H₂O, BF₃, CO₂, NaCl, CuSO₄ (элемент проявляет максимальную обычную валентность)

▪ соединения второго (или высшего) порядка {образуемые в результате взаимодействия соединений первого порядка друг с другом: аммиакаты, гидраты, двойные соли, продукты присоединения кислот, органических молекул и многие другие}, например:

NH₃ + HCl → NH₄Cl

СuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄

BF₃ + HF = H[BF₄]
Примечания:

1. Иногда соединения первого и второго порядка называют валентнонасыщенными и валентноненасыщенными соответственно

2. Для различия сходных по наименованию химических соединений иногда указывают их валентные особенности (степени окисления), например:

N₂H₄ + HCl → N₂H₅Cl {хлорид гидразиния⁽⁺¹⁾}

N₂H₄ + 2HCl → [N₂H₆]Cl₂ {хлорид гидразиния⁽⁺²⁾}

++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++

ОКСИДЫ

Оксиды - сложные вещества, один из которых кислород в степени окисления (-2), в которых сам он связан только с менее электроотрицательным элементом (например, N₂O). К оксидам относят почти все соединения химических элементов с кислородом (за исключением дифторид кислорода OF₂). Оксиды широко распространены в природе, например: вода Н₂О, песок SiO₂, углекислый газ CO₂. Химический элемент, образующий несколько оксидов, характеризуется бóльшей степенью окисления (например, NO, NO₂, N₂O). Кроме He, Ne и Ar все остальные химические элементы образуют оксиды. Химический элемент, образующий оксид, в солях становится катионом. Оксиды щелочных и щелочно‒земельных металлов растворяясь в воде, образуют щелочи, например:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Названия оксидов начинаются со слова оксид, за которым следует название элемента, образующего конкретный оксид, например: Mn₂O₇ ‒ оксид марганца; P₂O₅ ‒ оксид фосфора, и т.д.
Примечания:

1. Часто в литературе химические соединения металлов (железа, марганца, хрома, титана, олова, циркония, отчасти меди и др.) с кислородом называют окисями и окислами

2. Соединения CO и NO (не имеющие соответствующих кислотных гидроксидов и не образующие солей) формально не могут быть отнесены к типу оксидов. Чисто формально атомы азота в оксиде N₂O имеют разные степени окисления и валентности

3. Некоторые оксиды обладают уникальными свойствами. Так, например, оксиды фосфора способны отнимать связанную воду из других соединений, поэтому их часто используют в качестве химических осушителей, например:

4HNO₃ + P₄O₁₀ → 2N₂O₅ + 4НРО₃

2HNO₃ + P₂O₅ → 2HPO₃ + N₂O₅

4HClO₄ + P₄O₁₀ → (НРО₃)₄ + 2Cl₂O₇

4. Особый случай представляют собой оксиды, взаимодействие которых с водой, кислотами или щелочами не сводится только к обменной реакции. Например, диоксид азота NO₂ в реакции со щелочами образует сразу две соли, содержащие N^(III) и N^(V):

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O
но при этом не существует кислот или солей, содержащих N^(IV)

5. Некоторые элементы (например, марганец) образуют большое количество разнообразных оксидов: MnO, MnO₂, MnO₃, Mn₂O₃, Mn₂O₇, Mn₃O₄ и Mn₅O₈ с соответствующими реакциями получения:

MnCO₃ = MnO + CO₂

2H₂O + 4KMnO₄ = 4MnO₂↓ + 3O₂↑ + 4KOH

3MnO₂= MnO₃ + Mn₂О₃

4MnO₂ = 2Mn₂O₃+ O₂

2KMnO_4(т) + 2H₂SO₄ = 2KHSO₄ + Mn₂O₇ + H₂O

6Mn(OH)₂ + O₂ = 2Mn₃O₄ + 6H₂O
Азот также образует большое количество как устойчивых (N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅), так и неустойчивых (N₄O и NO₃) оксидов со степенями окисления: −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Основные соединения азота с отрицательными степенями окисления: аммиак NH₃ (−3), гидразин N₂H₄ (−2) и гидроксиламин NH₂OH (−1)
++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++
Достаточно полно оксиды могут быть классифицированы:
● в зависимости от химических свойств на:

▪ кислотные (например, SO₂)

▪ оснóвные (например, K₂O)

▪ амфотерные (например, Cr₂O₃)
● в зависимости от способности образования солей:

▪ несолеобразующие (например, CO, NO, N₂O, SiO)

▪ солеобразующие (например, SiO₂)
● в зависимости от состава на:

▪ простые (например, CuO)

▪ сложные (например, Ag^(I)Ag^(III)O₂)
● в зависимости от числа атомов кислорода на:

▪ монооксиды (моноокиси, закиси) (например, CuO)

▪ диоксиды (двуокиси) (например, NO₂)

▪ триоксиды (триокиси) (например, SO₃)

▪ тетраоксид (например, N₂O₄)

▪ пентаоксид (например, N₂O₅)
● в зависимости от физических свойств (агрегатного состояния) на:

▪ газообразные (например: CO₂)

▪ жидкие, например: N₂O₄, Cl₂O₇, H₂O, жидкий тетраоксид азота N₂O₄ (в нормальном состоянии частично ионизирован): N₂O₄ ↔ NO⁺ + NO₃⁻

▪ твердые (например: MgO, Fe₂O₃, а также все оснóвные оксиды)
● в зависимости от наличия воды или группы ОН в оксиде на:

▪ безводные (например: К₂О)

▪ гидроокислы
● в зависимости от растворимости на:

▪ нерастворимые (например: ZnO)

▪ слабо растворимые (например: GeO)

▪ растворимые (например: Na₂O, CaO)
++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++

Амфотерность - химическое свойство оксидов и гидроксидов, заключающееся в образовании ими двух рядов солей, например, в реакциях:

2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O и

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂ (SO₄)₃ + 3H₂O
гидроксид и оксид алюминия проявляют свойства оснóвных гидроксидов и оксидов (реагируют с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль Al₂(SO₄)₃). Алюминий здесь проявляет свойство металла и входит в состав электроположительной составляющей (Al³⁺), а в реакциях

2Al(OH)₃ + Na₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂O и

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O
гидроксид и оксид алюминия проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов (реагируют с оснóвными гидроксидом и оксидом, образуя соль - диоксоалюминат^(III) натрия NaAlO₂). Здесь алюминий проявляет свойство неметалла и входит в состав электроотрицательной составляющей формулы соли (AlO₂^-).

Если указанные реакции протекают в водном растворе, то состав образующихся солей меняется, но присутствие алюминия в катионе и анионе остаётся:

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = [Al(H₂O)₆]₂(SO₄)₃

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]
где квадратными скобками выделены комплексные ионы: катион гекса_аква_алюминия^(III) [Al(H₂O) ₆]³⁺ и тетра_гидроксо_алюминат^(III)-ион [Al(OH)₄]^-

Ангидриды - солеобразующие оксиды, проявляющие кислотные свойства, а также производные кислородных кислот, в которых безводные кислотные остатки замещены атомами другого элемента (например, хлорангидрид угольной кислоты CСl₂O). При взаимодействии с водой (гидратации) ангидриды образуют соответствующие кислоты. Некоторые ангидриды (например, фосфорный ангидрид Р₂О₅) реагируют с водой настолько энергично, что их используют как осушающие средства
Примечание.

В органической химии ангидридами называются соединения, состоящие из двух кислотных остатков, соединенных через атом кислорода

Гидроокислы - простые и сложные соединения металлов с гидроксильной группой [OH]^-, полностью или частично замещающую ионы кислорода в окислах. Простые гидроокислы представлены катионами Fe³⁺, Al, Mg, Mn, Са, В, W и некоторых других металлов. Гидроокислы могут содержать кристаллизационную воду в виде твердого раствора

Оксиды амфотерные ‒ образуются в результате полной дегидратации (условной или реальной) амфотерных гидроксидов. Это производные P, As, Sb, Bi и др. (со слабо выраженными металлическими или металлоидными свойствами). В различных условиях они могут выступать, как:

- оснóвные оксиды (образуя комплексные соединения с кислыми, при недостатке оснóвных оксидов)

или

- кислые оксиды - при избытке оснóвных
(т.е. могут реагировать как кислоты, и как основания). Амфотерные оксиды не реагируют с водой (в ней не растворяются). Такие оксиды образуются также большинством переходных металлов, например: Cr₂O₃, Al₂O₃, Ga₂O₃, GeO₂, SnO₂, MnO₂, PbO₂ и др. К ним относят и некоторые специфические оксиды: BeO, SnO, Cr₂O₃. Амфотерными свойствами обладает и оксид PbO, который:

‒ в кислой среде проявляет свойства оснόвного оксида:

PbO + 2HNO₃ = Pb(NO₃)₂ + H₂O

‒ в щелочной среде ‒ свойства кислотного оксида:

PbO + 2NaOH_тв ^{t^o}= Na₂PbO₂ + H₂O
Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды (например: Al₂O₃ → Al(OH)₃).

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют и нерастворимы в ней; их гидратные формы получают косвенно, например, из солей:

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O
В водных растворах щелочей амфотерные оксиды образуют комплексные соли, например:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Оксиды безразличные (или индифферентные) - редкие оксиды неметаллов, не образующие солей (не проявляющие при взаимодействии с другими веществами ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств, например, F₂O). Пример реакции получения оксида:

3Mn + 8HNO_{3(разб., гор.)} = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Оксиды высшие - оксиды, образованные элементами, отдающими все валентные электроны (для большинства элементов их число равно номеру группы). Например, для I-ой группы высший оксид это Э₂О (щелочной оксид) - степень окисления равна (+1), а для элементов VI-ой группы (кроме кислорода) высший оксид это ЭО₃ (кислотный оксид или ангидрид). При нагреве высших оксидов отщепляется кислород (О₂) и образуются низшие оксиды, например:

MnO₂ ^{600^o}→ Mn₂O₃ ^{950^o}→ Mn₃O₄ ^{1300^o}→ MnO

Bi₂O₅ ^{(250^o)} → 2BiO₂ ^{(300^o)} → Bi₂O₃
Свойства оксидов одного и того же химического элемента закономерно изменяются от оснóвных к кислотным, например:

CrO_{(оснóвный)} → Cr₂O_{3(амфотерный)} → CrO_{3

(кислотный)}

Оксиды двойные (или солеобразные) ‒ образуются:

▪ атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления [например, (Pb₂^(II)Pb^(IV))O₄: Pb₂O₃, Pb₃O₄]

▪ атомами двух разных элементов (металлических и амфотерных) [например: (CaTi)O₃, (MgAl₂)O₄]
Эти оксиды относятся к классу оксидов формально: по своему строению и свойствам они принадлежат к классу солей, катионами которых является атом элемента в низшей валентности, а анион образован атомом того же элемента, находящимся в высшей валентности [например, закись-окись железа Fe₃O₄ (FeO▪Fe₂O₃) или свинца Pb₂O₃ (PbO▪PbO₂)]. Характерной чертой двойных оксидов является способность их соединяться между собой и с водой (являющейся небезразличным окислом). Они взаимодействуют с водой, кислотами или щелочами не как в обменной реакции. Например, соединение (Fe^(II)Fe₂^(III))O₄ при взаимодействии с кислотами образует две разные соли:

(Fe^(II)Fe₂^(III))O₄ + 4H₂SO₄ = FeSO₄ + Fe₂(SO₄)₂ + 4H₂O
Формально оно 'содержит' оксиды (FeO) и (Fe₂O₃), проявляющие как оснόвные, так и амфотерные свойства, поэтому двойные оксиды несколько напоминают соли и их называют солеобразными. Формулы двойных оксидов (например, Fe₃O₄) могут быть записаны также в виде FeO▪Fe₂O₃ (соединение представляет собой оснóвный оксид FeO химически связанный с амфотерным оксидом Fe₂О₃, который в данном случае проявляет свойства кислотного). Оксид Fe₃О₄ можно рассматривать также как соль, образованную основанием Fe(OH)₂ и реально не существующей кислотой [HFeО₂]:

Fe(OH)₂ +2[НFeО₂] = Fe(FeО₂)₂ + Н₂О.
Иногда валентность двойных оксидов типа бинарного соединения серебра с кислородом Ag^(I)Ag^(III)O₂ называют смешанной валентностью позиционного типа (+1) и (+3)
Примеры реакций получения двойного оксида:

3PbO₂ = Pb₃O₄ [=Pb₂^(II)Pb^(IV))O₄] + O₂

TiO₂ + CaCO₃ = (CaTi)O₃ + CO₂
Примечание. Солеобразные оксиды свинца при взаимодействии с соляной кислотой выделяют хлор, так как образующаяся в свободном виде свинцовая кислота является сильным окислителем:

PbO₂ + 4HCl → PbCl₂ + 2H₂O + Cl₂↑

Pb₂O₃ +6HCl → 2PbCl₂ + 3H₂O + Cl₂↑

Pb₃O₄ + 8HCl → 3PbCl₂ + 4H₂O + Cl₂↑
причем, двуокись свинца PbO₂ должна рассматриваться как кислотный ангидрид двух кислот: ортосвинцовой (H₄PbO₄) и метасвинцовой (H₂PbO₃)

Оксиды ионные - оксиды металлов (например: CaO, Fe₃O₄, TiO₂ и др.). Они всегда имеют координационную структуру и отличаются оснóвными свойствами. Пример реакции получения оксида:

TiCl₄ + 2H₂O = TiO₂ + 4HCl

Оксиды кислотные ‒ оксиды, которым соответствуют кислоты. Они образуются в результате полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, проявляют кислотные свойства (реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды). Они образованы кислородом и неметаллами (в любой степени окисления), металлами со степенью окисления (+5), (+6) и (+7) и некоторыми переходными элементами, например: CO₂, SO₂, SO₃, NO₂, Sb₂O₅, SiO₂, P₂O₃, CrO₃, Mn₂O₇. Оксид ClO₂ также может быть отнесен к кислотным, хотя у него нет кислотных гидроксидов. Кислотные оксиды реагируют со щелочами, образуя соли:

▪ одной кислоты (например: 2ClO₂ + H₂O_(хол.) = HClO₂ + HClO₃)

▪ двух кислот (например: 2ClO₂ + 2NaOH_(хол.) = NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O)
Кислотные оксиды (за исключением SiO₂) растворимы в воде. Кислотные оксиды могут записываться в гидратной форме (как кислота), например: CrO₃ → H₂CrO₄.
Примечание.

Некоторые оксиды при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты), при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и кислоте совпадает, например:

_(оксид)S⁺⁶O₃ + H₂O = _{(гидроксид)}H₂S⁺⁶O₄(серная кислота)

Оксиды кластерные. К ним относят низшие оксиды молибдена, ниобия и тантала, например, оксид МоО₂ является двухядерным кластерным оксидом. К металлическим кластерным оксидам относится также соединение Mg₂Mo₃O₈. Пример реакции получения оксида:

MoS₂ + 2H₂O_(пар) = MoO₂ + 2H₂S

Оксиды комплексные - оксиды, содержащие больше двух элементов, фактически представляющие собой несколько оксидов (например: KCuO₂, LiCoO₂ и др.). Пример реакции получения оксида:

4RuO₄ + 4KOH_(конц.)= 4KRuO₄_(черн.)↓ + O₂↑ + 2H₂O

Оксиды молекулярные - оксиды р-элементов (например: RuО₄, OsО₄ и др.). Обычно они обладают кислотными свойствами. Пример реакции получения оксида:

2RuO₂ = Ru + RuO₄

Оксиды несолеобразующие - оксиды, не проявляющие ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств и не образующие солей (они не реагируют ни с водой, ни со щелочами). В отличие от индифферентных (или безразличных) оксидов они достаточно реакционноспособны. Количество таких соединений невелико (обычно они образованы одно- и двухвалентными неметаллами, например: CO, NO, N₂O, S₂О, SiO). Несолеобразующим оксидам могут соответствовать кислоты (например закиси азота N₂O соответствует азотноватистая кислота Н₂N₂O₂, со структурной формулой 'Н-О-N=N-O-H'). Возможны окислительно-восстановительные реакции с учаcтием несолеобразующих оксидов, например:

N₂O + SO₂ + H₂O → N₂ + H₂SO₄
Примечание. Несолеобразующие оксиды иначе называют бинарными соединениями

Оксиды низшие - оксиды, в которых атом проявляет низшую степень окисления. Низшие оксиды и их соли являются восстановителями, проявляя оснóвный характер. Например, низшие оксиды (СО) и (SiO) являются несолеобразующими оксидами, а оксиды Ge^(II)O, Sn^(II)O и РЬ^(II)О - амфотерными оксидами. Интересны свойства хрома: гидроксид низшего оксида обладает оснóвными свойствами, а высшего - кислотными:

_{(оснóвный оксид)}СгО → _{(основание)}Сг(ОН)₂ → _{(амфотерные соединения)}{Сг(ОН)₃ или НСгO₂} → _{(кислотный оксид)}СгO₃ → _{(кислоты)}{Н₂СгO₄ и Н₂Сг₂O₇}. Низшие и промежуточные оксиды при повышенных температурах в присутствии кислорода воздуха неустойчивы

Оксиды оснόвные ‒ образуются только металлами (оксиды соответствуют основаниям). Некоторые из них легко реагируют с водой:

Li₂O + H₂O = 2LiOH (результат - гидроксид лития)

CaO + H2O = Ca(OH)₂ (получение гашеной извести из оксида кальция)

Они образуются в результате полной дегидратации (реальной или условной) оснόвных гидроксидов. Оснόвными являются:

оксиды металлов в степени окисления (+1) [например, K₂O]

большинство оксидов металлов в степени оксиления (+2) [например, FeO]

оксиды некоторых переходных элементов [за исключением BeO, ZnO, PbO, SnO, которые являются амфотерными].

Они проявляют оснόвные свойства, например: Ag₂O (полностью оснóвный оксид), NiO, Na₂O, CuO, CaO, MgO, Fe₂O₃, CrO, MnO. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде (за исключением оксидов бериллия и магния). Оснóвные оксиды могут записываться в гидратной форме (как основание), например: CaO → Ca(OH)₂
Существует большое количество нерастворимых оснóвных оксидов (известных по реакциям с кислотами), например:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂(соль) + H₂O
Примечание.

Если какой-нибудь металл образует один оснóвный оксид, то последний называют окисью (например, CaO, MgO и др.). Если существует два оснóвных оксида, то оксид с меньшим содержанием кислорода называется закисью (например закись железа FeO и окись Fe₂O₃). Оксид с меньшим содержанием кислорода, чем в закиси, называется недокисью (например, С₃О₂). К примеру, закись (низший оксид серы) S₂O образуется при действии тлеющего электрического разряда на смесь паров серы с оксидом SO₂:

3S + SO₂ = 2S₂O

Оксиды промежуточные - оксиды, образующиеся в многоступенчатых реакциях. Например, перманганат, реагируя с двухвалентным марганцем Mn²⁺, образует промежуточный оксид - двуокись марганца MnO₂. Промежуточные оксиды Pb₂O₃ и Pb₃O₄ следует рассматривать как смешанные оксиды свинца РbО-РbO₂ и 2РbО-РbO₂. Пример реакции получения оксида:

3PbO₂ = Pb₃O₄ + O₂

Оксиды простые - соединения одного двух-, трех- и четырехвалентных элементов с кислородом. Оксиды с химической формулой Э₂О₃ и Э₂О₄ достаточно редки (катионом чаще всего выступают H, Si, Al, Fe, Ti, Mn, Sn, Pb, Mg, As, Sb, Bi, Cu, U, а координационные числа катионов обычно 4 или 6)

Оксиды сложные - соединения двух или более металлов различной валентности с кислородом наиболее распространенной химической формулы (АВ₂О₄),
где А = {Mg, Fe²⁺, Zn, Mn²⁺, Ni, Be, Cu}, B = {Al, Fe³⁺, Cr, Mg³⁺}

Некоторые сложные оксиды содержат Nb, Ta, Ti, U, Th, TR. Поскольку оксиды некоторых металлов, входящих в эти окислы являются ангидридами, сложные оксиды могут рассматриваться как соли соответствующих кислот (например, алюминаты, титанаты и т.п.). Некоторые оксиды представляют собой димерные продукты (Mo₂O₆ является димером триоксида молибдена MoO₃). Пример реакции получения оксида:

4Ta + 12NaOH + 5O₂ = 4Na₃TaO₄ + 6H₂O

Оксиды смешанные - оксиды переменного состава (типа MgFe₂O₄ = Fe^(III)[Mg^(II)Fe^(III)]O₄, Fe₃O₄ = FeO*Fe₂O₃ = Fe^(III)[Fe^(II)Fe^(III)]O₄, NiFe₂O₄ = Fe^(III)[Ni^(II)Fe^(III)]O₄ и др.). Пример реакции получения оксида NiFe₂O₄:

Fe₂O₃ + NiO = (Ni²⁺Fe₂³⁺) O₄

Оксиды солеобразные - см. Оксиды двойные

Оксиды солеобразующие (или ангидриды) - оксиды неметаллов и металлов (например: MgO, SiO₂, P₂O₅, Cl₂O₇ и др.), при взаимодействии:

- с водой - образующие соответствующие кислоты

- с кислотами и основаниями - образующие кислые или нормальные соли.
Солеобразующие оксиды металлов в зависимости от валентности и от характера соответствующих гидратов делятся на три класса:

▪ оснóвные

▪ амфотерные

▪ кислотные
Примечания.

1. Солеобразующие оксиды и солеобразные оксиды - разные понятия (см. Оксиды двойные)

2. Характер свойств оксидов в первую очередь зависит от степени окисления. Например, оксиды хрома:

CrO (+2 - оснóвный)→ Cr₂O₃ (+3 - амфотерный)→ CrO₃ (+6 - кислотный)

3. Неметаллы образуют только кислотные и несолеобразующие оксиды. Металлы образуют все оснóвные, все амфотерные и некоторые кислотные оксиды. Многие металлы побочных подгрупп, имеющие в соединениях переменную степень окисления атомов, могут образовывать несколько оксидов и гидроксидов, характер которых зависит от степени окисления атома элемента. С ростом степени окисления атома элемента растут его электроотрицательность, неметаллические свойства элемента, а также кислотные свойства его оксида и гидроксида. Амфотерные элементы, имеющие в соединениях несколько степеней окисления, свои амфотерные свойства наиболее ярко проявляют для промежуточной степени окисления. Например, у хрома известны три степени окисления со следующими свойствами:

(+2) - у веществ преобладают оснóвные свойств [Cr^(II) → CrO, Cr(OH)₂ → CrSO₄]

(+3) - у веществ кислотные и оснóвные свойства выражены примерно в равной степени [Cr^(III) → Cr₂O₃, Cr(OH)₃ → Cr₂(SO₄)₃ или KCrO₂]

(+6) - у веществ преобладают кислотные свойства [Cr^(VI) → CrO₃, H₂CrO₄ → K₂CrO₄]

4. Продукты гидратации солеобразующих оксидов - гидроксиды, содержат одну или несколько гидроксигрупп '-ОН':

_(оксид)Na⁺¹₂O + H₂O = _{(гидроксид)}2Na⁺¹OH

Оксиды характеристические - оксиды, подчиняющиеся правилу формальной валентности (т.е. у которых четко прослеживается взаимосвязь между положением элемента в Периодической системе и характерными для него степенями окисления, например: Li₂O, CaO и др.). В таких оксидах преобладает ионно-ковалентный тип связи, поэтому их можно подразделить на два вида: с преимущественно ионной и с преимущественно ковалентной связью. Пример реакции получения оксида:

2Li[AlH₄] + 4O₂ = Li₂O + Al₂O₃ + 4H₂O

Пероксиды (орган. - перекиси) - сложные вещества, в которых атомы кислорода соединены между собой. Они легко выделяют кислород. Примеры соединений: Na₂O₂, H₂O₂. Пример реакции получения пероксида:

2Na + O₂ = Na₂O₂ (250-400 ^oC)

Графическое изображение формул оксидов
Каждая черточка в графическом изображении символизирует единицу связи, например:
Mn₂O₃ → O=Mn‒O‒Mn=O
SnO₂ → O=Sn=O

Реакционные свойства оксидов
■ Оснόвные оксиды реагируют:
   ‒ с кислотами (результат реакции ‒ соль и вода):
       Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O
       FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O
       CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O
   ‒ с кислотными оксидами (результат реакции ‒ соль):
       CaO + CO₂ = CaCO₃
       SiO₂ + CaO = CaSiO₃
       K₂O + Cr₂O₃ ^{t^o}= 2KCO₂
   ‒ с амфотерными оксидами (результат реакции ‒ соль):
       Li₂O + Al₂O₃ = 2LiAlO₂
   ‒ (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) с водой (реакция гидратации) :
       CaO + H₂O = Ca(OH)₂ (результат реакции ‒ основание)

■ Кислотные оксиды реагируют:
   ‒ с основаниями (щелочами) (результат реакции ‒ соль и вода):
       2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O
       SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O
   ‒ с оснόвными оксидами (результат реакции ‒ соль):
       SiO₂ + CaO = CaSiO₃
       CaO + CO₂ = CaCO₃
       K₂O + Cr₂O₃ ^{t^o}= 2KCO₂
   ‒ с амфотерными осидами (результат реакции ‒ соль):
       Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄) ₃
   ‒ с водой (образуются соответствующие кислородсодержащие кислоты):
       SO₂ + H₂O = H₂SO₃
       SO₃ + H₂O = H₂SO₄
       CO₂ + H₂O = H₂CO₃

■ Амфотерные оксиды реагируют:
   ‒ с оснόвными и кислотными оксидами:
       ZnO + CaO = CaZnO₂
       ZnO + SiO₂ = ZnSiO₃
   ‒ с сильными кислотами (результат реакции ‒ соль и вода); в реакции проявляются оснόвные свойства этих оксидов:
       ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O
       Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂ (SO₄)₃ + 3H₂O
   ‒ с сильными основаниями (щелочами) (результат реакции ‒ соль и вода);

    в реакции проявляются кислотные свойства этих оксидов:
       Al₂O₃ + 2NaOH ^{t^o}= 2NaAlO₂ + H₂O
       ZnO + 2KOH ^{t^o}= K₂ZnO₂ + H₂O
С водными растворами щелочей амфотерные оксиды образуют комплексные соединения:
       Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Примечание. Некоторые оксиды в реакции с водой образуют 2 кислоты сразу:
2N⁺⁴O₂ + H₂O → HN⁺³O₂ + HN⁺⁵O₃, а со щелочами - 2 соли:
2NO₂ + 2KOH → KNO₂ + KNO₃ + H₂O

Получение оксидов
Оксиды могут быть получены различными способами:
   ● окислением простых или сложных веществ и окислением простейших (низших) оксидов в высшие:
        2Mg + O₂ = 2MgO
        2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O
        4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃
        3FeS + 5O₂ = Fe^(III)[Fe^(II)Fe^(III)]O₄ (=Fe₃O₄) +3SO₂
   ● разложением (при нагревании):
       ▫ солей (кроме солей щелочных металлов):
        2CuSO₄= 2CuO + 2SO₂ + O₂
        2Pb(NO₃)₂= 2PbO + 4NO₂ + O₂
        Са(НСО₃)₂ = Н₂О + СО₂ + СаСО₃
       ▫ оснований: Cu(OH)₂ = CuO + H₂O (гидроксиды, кроме LiOH, не разлагаются.)
       ▫ кислородсодержащих кислот:

    H₂SO₃ = SO₂↑ + H₂O;      2H₃AsO₄ = As₂O₅ + H₂O ‒ (образуется кислотный оксид)
       ▫ высших оксидов: 4CrO₃ = Cr₂O₃ + 3O₂↑
   ● обжигом сульфидов:
        2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂
   ● полной дегидратацией соединений:
        H₂SO₄ = SO₃ + H₂O
        2LiOH = Li₂O + H₂O
        2HClO₄ → Cl₂O₇ + H₂O (обезвоживание в присутствии Р₄О₁₀)
   ● вытеснением летучего оксида:
        Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂↑
   ● взаимодействием кислот с металлами или неметаллами:
        4HNO₃ + Zn + = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
        2H₂SO₄ + C = 2SO₂ + CO₂ + 2H₂O
   ● взаимодействием кислот с солями:
        H₂SO₄ + 2KMnO₄ → Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O
        H₂SO₄ + 2NaClO₃ + SO₂ = 2ClO₂ + 2NaHSO₄
   ● взаимодействием оснований с солями:
        2AgNO₃ + 2NaOH = Ag₂O + 2NaNO₃ + H₂O
   ● при обжиге или горении бинарных соединений в кислороде:
        4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑
        CS₂ + 3O₂ → CO₂ + 2SO₂
        2PH₃ + 4O₂ → P₂O₅ + 3H₂O
   ● восстановлением высших оксидов в низшие:
        Fe₂O₃ + CO → 2FeO + CO₂↑
   ● взаимодействием некоторых металлов с водой:
        Zn + H₂O → ZnO + H₂↑
        7U + 6H₂O(газ) → 3UO₂ + 4UH₃
   ● взаимодействием солей с кислотными оксидами (при сжигании кокса с выделением летучего оксида):
        Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C_(кокс) → 3CaSiO₃ + 2P + 5CO↑
   ● взаимодействием солей:
        2KMnO₄ + 3MnSO₄ + 2H₂O → 5MnO₂ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄
        2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 3K₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH
   ● воздействием веществ, отнимающих воду, на кислоты и соли:
        2KClO₄ + H₂SO₄_(конц) → K₂SO₄ + Cl₂O₇ + H₂O
   ● взаимодействием солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:
        NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂↑
   ● окислением низших оксидов:
        4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃
Примечание.

Амфотерные, кислотные и несолеобразующие оксиды могут быть получены методами, аналогичным методам получения оснόвных оксидов. Так как большинство оксидов химически не взаимодействует с водой и не растворяется в ней (например, Сг₂О₃, SiO₂, ZnO и др.), соответствующие гидроксиды могут быть получены только косвенным путем

Области применения оксидов

1. Получение металлов из природных минералов (бокситов ‒ Al₂O₃; гематитов ‒ Fe₂O₃; магнетитов ‒ FeO▪Fe₂O₃ и др.)

2. Использование в качестве абразивных материалов, например, корунд (Al₂O₃) обладает большой твердостью при пескоструйной обработке поверхности металлов.

3. Использование как драгоценных камней (рубины и сапфиры).

4. Производство негашеной извести (при обжиге известняка (CaCO₃) получается негашеная известь (CaO) [реакция CaCO₃ = СаО + СО₂ - Q_(тепло)], широко используемая в строительстве и сельском хозяйстве).

5. При производстве стекла, цемента и эмалей с использованием кварцевого песка [оксид SiO₂^(IV)].

6. В качестве катализаторов в современных химических производствах (Al₂O₃, V₂O₅, CuO и др.)

7. Оксид азота^(IV)NO₂ и оксид серы^(IV)SO₂ - в производстве азотной и серной кислот соответственно [SO₂ + H₂O + NO₂ = H₂SO₄ + NO (побочный продукт)]

‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒

ОСНОВАНИЯ И ЩЕЛОЧИ

Основания ‒ сложные вещества, состоящие из атомов металла (или иона аммония) и гидроксогруппы ОН (соединение, предоставляющее электронную пару). Молекулы оснований являются акцепторами протонов (они способны отдавать анионы и присоединять катионы). Основание образует сопряженную ему кислоту, присоединяя протон. В водном растворе основания диссоциируют, образуя катионы и анионы (ОН^-). К основаниям относят также гидразин N₂H₄ и некоторые другие вещества. Достаточно полно основания могут быть классифицированы по следующим признакам:

▪ по химическим свойствам на:

- взаимодействующие с кислотами

- взаимодействующие с кислотными и амфотерными оксидами

- взаимодействующие с растворимыми в воде солями

- амфотерные {Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Ве(OH)₂, Сr(OH)₃}

▪ по растворимости:

- растворимые (или щелочи) [NaOH, KOH, Ca(OH)₂ и др.]

- плохо растворимые (Mg(OH)₂)

- практически нерастворимые [Cr(OH)₃, Al(OH)₃, Fe(OH)₃ и др.]

- молекулярные

▪ по количеству гидроксильных групп в молекуле:

- одна (NaOH)

- две (Cu(OH)₂)

- три (Fe(OH)₃)

- четыре (Th(OH)₄: Th(NO₃)₄ + 4NH₄OH → Th(OH)₄ + 4NH₄NO₃)

- пять (Pa(OH)₅: PaF₅ + 5NaOH → Pa(OH)₅↓ + 5NaF)

- шесть (W(OH)₆: WO₃ + 3H₂O = W(OH)₆)

- семь (Tc(OH)₇: Tc₂O₇ + 7H₂O = 2Tc(OH)₇)

▪ по летучести:

- летучие (NH₃)

- нелетучие (щелочи, нерастворимые основания)

▪ по стабильности:

- нестабильные (NH₃▪H₂O)

- стабильные (NaOH, Ba(OH)₂)

▪ по степени электролитической диссоциации:

- слабые (все нерастворимые основания)

- сильные (все растворимые основания ‒ щелочи)

▪ по наличию в составе кислорода:

- бескислородные (NH₃)

- кислородсодержащие [KOH, Sr(OH)₂]

▪ по типу соединения:

- неорганические (содержащие одну или несколько групп -ОН)

- органические (соединения, являющиеся акцепторами протонов, например, амины и др.)
Примечания:

1. 'Сила основания' и 'растворимость основания' − разные понятия. Например, гидроксид Ca(OH)₂ - сильное основание, хотя его растворимость в воде низкая (щелочью называется та часть гидроксида, которая растворена в воде)

2. Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами (образуется соль и вода), например:

Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O
Деление оснований на растворимые и нерастворимые практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания

3. Некоторые основания [AgOH, Hg(OH)₂ и NH₄OH] разлагаются даже при комнатной температуре, а остальные разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду, например:

Ca(OH)₂ ^{t^o}= CaO + H₂O

Гидроксид‒ион ‒ отрицательно заряженный ион (OH⁻). Например аммиак (NH₃), принимает протоны у молекул воды, образуя ионы (OH^‒) и ионы аммония (NH₄⁺³). Раствор аммиака в воде имеет щелочную реакцию, а процесс сопровождается выделением тепла (около 33 кДж/моль) и образованием гидроксида аммония:

NH₃ + Н₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^‒

......................................................................

Гидроксилы (гидроксильная группа, гидроксигруппа, оксигруппа) ‒ функциональная группа (ОН), в которой атомы водорода и кислорода связаны ковалентной связью

Гидроксиды (или гидроокиси) - продукты соединения оксидов химических элементов с водой (независимо от того, реально ли это взаимодействие или гидроксид получен только косвенным путем). Известны гидроксиды почти всех химических элементов. Гидроксид и оксид соответствуют друг другу, если они содержат один и тот же элемент с одной и той же степенью окисления атома. Kислотно-оснóвные свойства родственных оксидов и гидроксидов (например, Na₂O и NaOH, SO₃ и H₂SO₄) cовпадают. Общая формула гидроксидов: M(OH)_n, где n ‒ степень окисления металла 'М'. Число групп (OH) в гидроксиде может быть от 1 до 6. Примеры орто- и мета-формул гидроксидов:

Элемент	Орто-гидроксид	Мета-гидроксид
Э^+III	Э(ОН)₃	ЭО(ОН)
Э^+IV	Э(ОН)₄	ЭО(ОН)₂
Э^+V	ЭО(ОН)₃	ЭО₂(ОН)
Э^+VI	Э(ОН)₆	ЭО₂(ОН)₂

При отщеплении молекул воды орто-гидроксиды переходят в мета-форму. Примеры гидроксидов: орто-гидроксид алюминия Al(OH)₃, мета-гидроксиды алюминия AlO(OH), железа FeO(OH).

Чем выше степень окисления элемента, тем более ярко выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).

По способности реагировать с другими веществами гидроксиды делятся на:

‒ оснόвные

‒ амфотерные

‒ кислотные [например: PO(OH)₃ = H₃PO₄ (и см. Кислоты)]
а в зависимости от состава на:

- простые (например: KOH, LiOH и др.)

- сложные (например: BAl(OH)₃ и др.)

Гидроксиды амфотерные ‒ соединения, проявляющие в зависимости от условий как оснόвные, так и кислотные свойства. Примеры амфотерных гидроксидов: Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Fe(OH)₃, BAl(OH)₃ и др. Амфотерный гидроксид может быть записан в виде оснόвной - типа Zn(OH)₂ или кислотной формы H₂ZnO₂. Амфотерные гидроксиды реагируют как с кислотами, проявляя свойства оснований:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O
так и с основаниями, проявляя при этом свойства кислот:

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2KOH = K₂ZnO₂ + 2H₂O.
В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды образуют соответствующие комплексные соединения:

Al(OH)₃ + NaOH → Na₂[Al(OH)₄]

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Гидроксиды оснόвные (и см. Основания) ‒ содержат гидроксид‒ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки с соблюдением стехиометрической валентности. Все они существует в орто‒форме, например: NaOH, Ca(OH)₂, [пример реакции: Na₂O + H₂O = 2NaOH]. Оснόвным гидроксидам отвечают оснόвные оксиды (Na₂O, CaO). Следует отметить, что степень окисления металла в оксиде и гидроксиде одинакова (например: Fe^(III)₂O₃ - Fe^(III)(OH)₃)

Гидроксокомплексы - комплексы, содержащие один или несколько гидроксид-ионов (гидроксогрупп) 'OH^-' (например: К₃[Al(ОН)₆], [Cu(NH₃)₄](OH)₂ и др.)

Кислотность оснований определяется количеством гидроксильных групп (ОН), которые могут быть замещены на кислотные остатки. Однокислотные основания образуют одновалентные металлы. Многокислотные основания образуют многовалентные металлы, например: LiOH, Ca(OH)₂, Al(OH)₃, Th(OH)₄, Та(OH)₅.

Константа оснόвности (K₀) ‒ определяет силу данного основания в водном растворе. Основания со значением K₀ < 1▪10⁻¹ называют слабыми, а со значением K₀ > 1▪10⁻¹ ‒ сильными.

Основания анионные ‒ имеют очень небольшие константы диссоциации, а в водных растворах протолитически взаимодействуют с молекулами воды. Например, соли по протолитической теории состоят из катионных кислот и анионных оснований [например, хлорид‒ионы (Cl^‒) ‒ это анионы соляной кислоты], а хлорид аммония в водном растворе существует в виде слабой катионной кислоты (NH₄⁺) и очень слабого анионного основания (Сl^‒). Примеры анионных оснований: ClO^‒, PO₄^‒, CO₃, Cl^‒, NO^‒₂, CO^2‒₃, SO^2‒₃, PO^3‒₄, HCO^‒₃ и др.
Пример реакции: NO^‒₂_(о1) + H₂O_(к2) ↔ HNO₂_(к1) + OH^‒_(о2)
Примечание.

(к1), (о2) и т.п. ‒ это 'кислота‒1', 'основание‒2' и т.д.

Основания ионные ‒ см. Щелочи

Основания катионные ‒ например: [Al(H₂O)₅OH]²⁺; [Zn(H₂O)₅OH]⁺. Пример реакции:

[Zn(H₂O)₅OH]⁺_(о1) + H₂O_(к2) ↔ [Zn(H₂O)₅]⁺_(к1) + OН^‒_(о2)

Основания кислотные ‒ сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов и кислотных остатков.

Основания молекулярные (или нейтральные) ‒ вещества, не обладающие щелочной реакцией, но способные присоединять протон от воды. После присоединения протона основание превращается в катион-кислоту, сопряженную с соответствующим основанием. Протонирование или депротонирование с образованием соответственно катиона или аниона может заметно менять распределение электронов в молекулах оснований. Такие основания в воде настолько слабы, что их сопряженные кислоты являются неизмеримо более сильными. Примеры молекулярных оснований: Н₂О, NH₃, C₆H₅NH₂, CH₃NH₂ и др. Пример реакции:

NH₃_(о1) + H₂O_(к2) ↔ NH⁺₄_(к1) + OH^‒_(о2)

Основания сильные ‒ основания, реагирующие с избытком воды необратимо (диссоциируют на ионы полностью, например: КОН → К⁺ + ОН^-). К ним относятся все хорошо растворимые гидроксиды, ионы которых полностью переходят в раствор (например: Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Основание, сопряженное слабой кислоте, является сильным. Пример реакции получения основания:

2H₂O + 4KMnO₄ = 4MnO₂↓ + 3O₂↑ + 4KOH

Основания слабые ‒ основания, реагирующие с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно (иначе - соединения, которые способны быть акцепторами протонов, например: Ве(ОН)₂, Mg(OH)₂). Слабым является основание, сопряженное сильной кислоте. Пример реакции получения основания:

BeSO₄ + 2NaOH (разб.) = Be(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Основание сопряженное ‒ обычно представляет собой соль данной кислоты. Так как свободные протоны не могут существовать в растворе несвязанными, они переходят от кислоты к основанию, образуя сопряженное основание и сопряженную кислоту. Например:

_{(кислота)}СH₃COOH + _{(основ.)}NH₃ ↔ _{(сопряж.основ.)}CH₃COO^‒ + _{(сопряж.кисл.)}NH₄^‒
уксусная кислота, отдав протон, превращается в сопряженное основание

Основность среды ‒ играет большую роль, так как металлы-восстановители в слабокислой или нейтральной среде значительно более слабые восстановители, чем в кислой среде

Сила основания ‒ характеристика основания, показывающая, насколько прочно оно связывает протоны, оторванные от молекул данного растворителя (основание тем сильнее, чем слабее сопряженная кислота). Для оценки силы основания используется константа кислотности кислоты

Щелочи ‒ хорошо растворимые в воде сильные (ионные) основания (оснόвные гидроксиды), создающие в водном растворе большую концентрацию ионов (ОН^‒). К ним относят гидроксиды:

- щелочных металлов (литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций): LiOH, KOH и др.; основания щелочных металлов (за исключением LiOH) термостойки

- щелочноземельных металлов (бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий): Mg(OH)₂, Ca(OH)₂ и др.
Щелочи обладают свойством вступать в реакции солеобразования, изменять окраску индикаторов, и др. К щелочам относят также электролиты, образующие при диссоциации анионы (ОН^‒). Примеры реакций получения щелочей:

MgO + H₂O = Mg(OH)₂

K₂S + H₂O ↔ KHS + KOH

Графическое изображение формул оснований:

NaOH → Na‒O‒H

Ca(OH)₂ → H‒O‒Ca‒O‒H

Номенклатура оснований

Названия оснований складываются из слова 'гидроксид' и названия металла, а при переменной валентности металла ‒ в скобках указывается его валентность, например:

KOH ‒ гидроксид калия

Ca(OH)₂ ‒ гидроксид кальция^(II)

Fe(OH)₃ ‒ гидроксид железа^(III)
В ряде случаев используются тривиальные названия:

NaOH ‒ едкий натр (каустическая сода, каустик)

KOH ‒ едкое кали

Ca(OH)₂ ‒ гашеная известь

Химические свойства оснований и щелочей

Щелочи являются сильными основаниями и очень агрессивны (например, гашеная известь вызывает труднозаживающие химические ожоги). Щелочи поглощают воду и углекислый газ (CO₂) из воздуха.

Растворы щелочей (мыльные на ощупь) меняют окраску индикаторов:

а) красный лакмус ‒ в синий цвет;

б) бесцветный раствор фенолфталеина ‒ в малиновый цвет.

Щелочи диссоциируют в растворах на катион металла и анион (ОН^‒), например:

KOH ↔ K⁺ + OH^‒

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH^‒

Основания (щелочи) взаимодействуют:

‒ с кислотами (реакция нейтрализации), образуя соль и воду:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O.

‒ с кислотными оксидами, например:

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂O

6NaOH + P₂O₅ = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

Щелочи взаимодействуют:

1) с амфотерными оксидами:

‒ при сплавлении:

Al₂O₃ + 2NaOH_тв ^{t^o}= NaAlO₂ + H₂O

ZnO + 2KOH_тв ^{t^o}= K₂ZnO₂ + H₂O

‒ в растворах:

Al₂O₃ + 2NaOH_p‒p + 3H₂O → 2Na [Al(OH)₄]

ZnO + 2NaOH_p‒p + H₂O → Na₂[Zn(OH) ₄].

2) с растворами солей (образуя новое малорастворимое основание и новую соль):

2NaOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂ + 2NaCl

2KOH + MnCl₂ = Mn(OH)₂ + 2KCl

Реакции между основаниями и кислотами могут протекать без воды, например:

NH_3(газ) + HCl_(газ) = NH₄Cl_(кр.)

Mg(OH)_2(кр.) + 2HCl_(газ) = MgCl_2(кр.) + 2H₂O (вода образуется в процессе реакции)

Стойкость к нагреванию
Основания щелочных металлов термически устойчивы. Большинство труднорастворимых оснований при нагревании легко разлагаются на оксид и воду:

Cu(OH)₂ ^{t^o}= CuO + H₂O

Sn(OH)₂ ^{t^o}= SnO + H₂O

Способы получения оснований и щелочей:

‒ необратимым разложением некоторых соединений и солей водой:

Li₃N + ЗН₂O = 3LiOH + NH₃

CaS + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂S

‒ разложением некоторых комплексных соединений при нагревании:

[Cr(ОH)₆] = 3KOH + Cr(OH)₃ (здесь из одного сложного вещества получаются два сложных)

‒ при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

‒ при взаимодействии оксидов этих же металлов с водой:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

‒ электролизом (в технике) растворов некоторых солей:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂

‒ обменным взаимодействием гидроксидов щелочно-земельных металлов с некоторыми солями (образуется новое основание и слаборастворимая соль):

Ba(OH)₂ + Na₂CO₃ = 2NaOH + BaCO₃

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ + K₂SO₄

Комплексные основания могут быть получены растворением нерастворимых в воде гидроксидов в водном аммиаке, например:

Zn(OH)_2(тв) + 4NH_3(р‒р) = [Zn(NH₃)₄](OH)_2(р‒р)

Области применения.

Основания и щелочи широко применяются в промышленности (в больших количествах используются гидроксиды NaOH и KOH). Они находят разнообразное применение:

‒ используются для очистки нефтепродуктов

‒ используются в производстве мыла, искусственного шелка и бумаги

‒ применяются в текстильной и кожевенной промышленности.
Например, гашеная известь Ca(OH)₂ применяется в качестве ингибитора коррозии металлов под действием морской воды, а также в качестве реагента для устранения жесткости воды.
‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒

КИСЛОТЫ

Кислота - соединение, принимающее электронную пáру (акцептор электронных пар). Иначе - сложное вещество, состоящее из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков.

Возможность кислоты диссоциировать в данном растворителе определяется способностью кислоты к отщеплению протона и способностью основания к его присоединению. Кислота и основание составляют сопряженную пару: кислота образует сопряженное ей основание, теряя протон. Любой кислоте соответствует сопряженное с ней основание, например:

NH₃ + H⁺ ↔ NH₄⁺
Примечания:

1. В соответствии с электронной теорией, отличительным признаком кислоты и основания является то, что они взаимодействуют друг с другом, образуя кислотно‒оснόвные (донорно‒акцепторные) комплексы (продукт нейтрализации) с донорно‒акцепторными (координационными) связями. Атом, ответственный за кислотные свойства рассматриваемого соединения, после приобретения пары электронов обычно имеет завершенную электронную конфигурацию, например:

AlCl₃ + [Cl]^‒ → [AlCl₄]^‒

Zn(OH)₂ + 2OH ↔ [Zn(OH)₄]²

2. Иногда вместо стандартной формулы (например, кремниевой кислоты - H₂SiO₃) на практике пользуются эквивалентной формулой H₄SiO₄, чтобы подчеркнуть связь атома кремния с четырьмя группами ОН, образующих тетраэдрическую структуру

3. Химическая формула некоторых кислот может быть записана по-разному, например, для фосфористой кислоты:

H₂(PHO₃) ≡ P(OH)₃ ≡ HP(O)(OH)₂

Кислоты обладают рядом характерных свойств, кислым вкусом, изменяют окраску индикаторов. Они диссоциируют на ионы (Н⁺) и анионы кислотных остатков, например:

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄^2‒

HNO₃ → H⁺ + NO₃^‒
или на катионы металла и анион гидроксoгруппы, например:

CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl^‒

Al(NO₃)₃ → Al³⁺ + 3NO₃^‒

Гидроксиды кислотные ‒ содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении стехиометрической валентности; большинство из них существует в мета‒форме, и если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка), например: HNO₃ состава NO₂(OH), H₃PO₄ состава PO(OH)₃.

Кислотным гидроксидам (например, H₂SO₄, H₂CO₃) отвечают кислотные оксиды (SO₃, CO₂), причем степень окисления металла в оксиде и гидроксиде одинакова

Мета‒кислоты - кислоты с наименьшим содержанием гидроксогрупп (например, метафосфорная кислота HPO₃, метафосфористая - HPO₂). Пример реакции получения кислоты:

P₄O₁₀ + 4HNO₃_(безв.) = 4HPO₃ + 2N₂O₅

Оксикислоты − карбоновые кислоты, в которых одновременно содержатся карбоксильная и гидроксильная группы

Оксокислоты − гетерофункциональные соединения, содержащие карбоксильную и карбонильную

Орто‒кислоты - кислоты с наибольшим содержанием гидроксогрупп (например, ортофосфорная кислота H₃PO₄). Пример реакции получения кислоты:

5HNO₃_(конц.) + P_{(красн.)} = H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O
Примечания:

1. Самая сильная из известных кислот ‒ плавиковая кислота (HF) ‒ может растворять даже стекло. 'Царская водка' ‒ смесь 63%‒ной (1 объем) азотной кислоты и (3 объемов) соляной кислот. Она является сильнейшим окислителем благодаря образуемым хлору или хлористому нитрозилу (NOCl):

2HNO₃ + 6HCl ↔ 2NO + 3Cl₂ + 4H₂O

HNO₃ + 3HCl → Cl₂ + 2H₂O + NOCl (при нагреве смеси кислот)
вследствие чего растворяет даже золото

2. Кислотность плавиковой кислоты можно увеличить при растворении в ней пентафторида антимонида SbF₅:

HF + SbF₅ ↔ H⁺ + [SbF₆]⁻
Смесь, состоящая из SbF₅ и фторсульфоновой кислоты HSO₃F, называется 'сверхкислотой' (по кислотности она превосходит серную в 10¹² раз); 'сверхкислота' способна протонировать галогены и серу, например:

SbF₅ + HSO₃F ↔ H[SbF₅(SO₃F)]

Суперкислота (или сверхкислота) ‒ среда, имеющая высокую кислотность (обычно большую, чем 100%-ная серная кислота), например, карборановая ‒ H(CHB₁₁Cl₁₁), которая приблизительно в 10⁶ раз сильнее концентрированной серной кислоты
Примечание.

Некоторые кислоты имеют разные названия в концентрированной и стандартной форме. Например, водный раствор хлороводорода HСl называется хлороводородной кислотой, а концентрированный его раствор - соляной кислотой

---------------------------------------------------------------------------------------------------

Кислоты могут быть классифицированы по следующим признакам:

▪ по наличию в составе кислотного остатка:

- бескислородные (HСl, H₂S)

- кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄)

▪ по количеству атомов водорода (оснόвности):

- однооснόвные (HNO₃)

- двухоснόвные (H₂SeO₄)

- трехоснόвные (H₃BO₃, H₃PO₄)

- четырехоснόвные (H₄P₂O₆)

- пятиоснóвные (H₅P₃O₇)

- шестиоснόвные (H₆TeO₆)

▪ по силе:

- сильные, т.е. диссоциирующие почти полностью (HNO₃, H₂SO₄, HCl, HBr, HF и др.) - константа диссоциации больше 0.001

- средней силы (H₃PO₄ и др.)

- слабые (CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃ и др.) - константа диссоциации меньше 0.001
Примечание.

1. Чем сильнее кислота, тем больше в ней атомов кислорода (или тем меньше в ней ОН-групп). Например, кислота H₂SO₄ сильнее H₂SO₃ {S(OH)₂O₂ сильнее S(OH)₂O}

2. Более сильная кислота всегда вытесняет более слабую из ее солей (слабая кислота способна к диссоциации в меньшей степени в сравнении с сильной кислотой), например:

C₆H₈O₆ + NaHCO₃ = C₆H₇O₆Na + H₂O + CO₂

3. Вода по отношению к некоторым кислотам может выступать в роли более сильной кислоты, например:

Н₂О + C₂Н₅ONa = NaOH + С₂Н₅ОH

▪ по устойчивости:

- неустойчивые или нестабильные (H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃, HNO₃ и др.) - разлагаются при нагревании или на свету

- устойчивые или стабильные (HCl) - в большинстве случаев бескислородные

▪ по окислительным свойcтвам:

- окислительные (например: HNO₃, H₂SO₄_(конц.))

- восстановительные (например: H₂S, HI, HBr, HCl)

- двойственные (окислительно-восстановительные)(например: H₂SO₃, HNO₂, HClO₃ и др.)
Примечание.

Псевдокислота германия H₂GeO₃ обладает амфотерными свойствами (в зависимости от водородного показателя среды диссоциирует по-разному):

▫ при РН > 6 - подобно кислотам:

H₂GeO₃ ↔ H⁺ + HGeO₃^- ↔ H⁺ + GeO₃^2-

▫ при PH < 6 - подобно основаниям:

H₂GeO₃ ↔ OH^- + GeO(OH)⁺ ↔ GeO²⁺ + OH^-

▪ по агрегатному состоянию:

- твердые (например: H₃PO₄, H₃BO₃, HIO₄, H₂SiO₃)

- жидкие (преимущественно, например, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, азотистая кислота HNO₂ известна только в растворе)

- газы {HBr, HI (если рядом нет воды)}
Примечание.

Растворы газов в воде: соляная HCl, сероводородная H₂S, угольная H₂CO₃, сернистая H₂SO₃

▪ по классам химических соединений:

- неорганические (HBr)

- органические (например, уксусная СН₃СООН) ‒ здесь не рассматриваются

▪ по летучести:

- летучие (HCl, H₂S, HNO₃, HclO₄ и др.)

- нелетучие (большинство из них): (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂SiO₃, HI и др.)

▪ по растворимости в воде:

- нерастворимые (H₂SiO₃)

- растворимые (H₂SO₄)
Примечание.

При растворении в воде метакислоты переходят в ортокислоты, например:

HPO₃ + H₂O = H₃PO₄

HBO₂ + H₂O = H₃BO₃

▪ по окраске (цвету):

- бесцветные (большинство)

- окрашенные (хромовая H₂CrO₄ - раствор желтого цвета, марганцовая HMnO₄ - раствор фиолетово-красного цвета)

▪ по сложности молекул:

- простые (HF)

- комплексные (H4[Fe(CN)₆])
и по другим признакам

---------------------------------------------------------------------------------------------------
Примечание. Тиокислоты ‒ сернистый аналог кислородных кислот (содержащие вместо атомов кислорода атомы серы), например, тиосерная кислота H₂SO₃S. Тиосоль (тиофосфат натрия) Na₃PS₄ - аналог Na₃PO₄ может быть получена по реакции:

P₄S₁₀ + 6Na₂S → 4Na₃PS₄ (сульфид фосфора + сульфид натрия)

Кислота сопряженная ‒ образуется в результате переноса протона от кислоты к основанию. Так как свободные протоны не могут существовать в растворе несвязанными, при таком переходе они образуют сопряженное основание и сопряженную кислоту. Например:

_(кисл.)СH₃COOH + _{(основ.)}NH₃ ↔ _{(сопряж.основ.)}CH₃COO^‒ + _{(сопряж.кисл.)}NH₄^‒
(аммиак, приняв протон, из основания превращается в сопряженную кислоту). Для сравнения, фосфористая кислота (Н₃РО₃) является сопряженной кислотой фосфит‒аниона HP(O)(OH)₂

Кислотность среды ‒ означает тенденцию среды протонировать стандартные основания. Количественно выражается функцией кислотности

Кислоты анионные ‒ представляют собой отрицательные ионы, например: HSO^‒₄, HCO^‒₃, HC₂O^‒₄
Пример реакции:

[HCO^‒₃_(к1) + H₂O_(о2) ↔ CO^2‒₃_(о1) + H₃O⁺_(к2)]

Кислоты бескислородные не содержат в своем составе кислород. Они проявляют некоторые свойства кислотных гидроксидов (диссоциируют в воде, участвуют в реакциях солеобразования в роли кислоты). Наиболее распространенные бескислородные кислоты ‒ HF, НCl, HBr, HI, HCN и H₂S (причем HF, HCN и H₂S ‒ слабые кислоты, а остальные ‒ сильные). Некоторые ионные бинарные соединения (AgF, KСl, Na₂S и др.), рассматривающиеся как продукты замещения водорода в соединениях типа H₂S, HF, HСl и подвергающиеся протолизу как кислородсодержащие кислоты, также относят к числу бескислородных кислот

Кислоты замещенные - кислоты, у которых в молекуле оксокислоты атомы кислорода полностью или частично замещены (например: H₂CS₃, H₂S₂O₃ или H₂SO₃(S), HNO₄ или HNO₂(O₂) и др.). Обычно они образуют средние (нормальные) соли (например: KSeO₃F, (NH₄)PO₂(NH₂)₂ и др.). Пример реакции получения кислоты:

K₂CS₃ + 2HCl = 2KCl + H₂CS₃

Кислоты катионные ‒ водные растворы гидратированных ионов металлов, например: [Mg(H₂O)₆]²⁺, NH⁺₄, [Zn(H₂O)₆]²⁺, H₃O⁺ Пример реакции:

NH⁺₄_(к1) + H₂O_(о2) ↔ NH₃_(о1) + H₃O⁺_(к2)

Кислоты кислородсодержащие содержат гидраты кислотных оксидов (ангидридов кислот):

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄ ‒ ортофосфорная кислота

Кислоты комплексные: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆] и др. Комплексные кислоты могут быть получены, например, при реакции

SnCl₄ + 2HCl = H₂[SnCl₆]

Кислоты многоосновные - кислоты, имеющие в своем составе от 2 до 6 атомов водорода (см. классификацию кислот). Они диссоциируют ступенчато, причем каждой ступени отвечает своя константа кислотности (всегда каждая последующая меньше предыдущей ориентировочно на 5 порядков). Примеры уравнений диссоциации трехосновной ортофосфорной кислоты:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^-

H₂PO₄^- ↔ H⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-

Кислоты молекулярные (или нейтральные): HCl, H₂CO₃, HNO₃, H₂S и др. Пример реакции:

H₂S_(к1) + H₂O_(о2) ↔ HS^‒_(о1) + H₃O⁺_(к2)
Примечание.

Принципиального различия между молекулярными и катионными (анионными) кислотами нет

Кислоты-окислители - кислоты, у которых окислителем является элемент, образующий кислотный остаток (например: концентрированная серная H₂SO₄ и азотная кислота HNO₃). Они содержат окислительный элемент в максимальной степени окисления

Кислоты сильные ‒ кислоты, реагирующие с избытком воды необратимо (например, H₂SO₄, HNO₃, HCl). Интенсивность взаимодействия металлов с азотной кислотой зависит от активности металла и степени разбавления кислоты, например:

3Mg + 8НNO_3(конц.) = 3Mg(NO₃)₂ + 2NО↑ + 4Н₂О

4Mg + 10НNO_3(разб.) = 4Mg(NO₃)₂ + N₂О↑ + 5Н₂О

4Mg + 10НNO_{3(oч. разб.)} = 4Mg(NO₃)₂ + NН₄NO₃ + 3Н₂О
Даже вода по отношению к некоторым кислотам может выступать в роли более сильной кислоты, например:

Н₂О + C₂Н₅ONa = NaOH + С₂Н₅ОH

Кислоты слабые ‒ кислоты, реагирующие с избытком воды обратимо и, как правило, незначительно. Обычно это нейтральные (не имеющие заряда) кислоты типа борной H₃BO₃, синильной HCN, H₂CO₃, H₂SiO₃, а также катионные кислоты (катионы аквакомплексов металлов), например 2[Аl(Н₂О)₆]³⁺ и др. Пример реакции получения кислоты:

B₂O₃ + 3H₂O = 2H₃BO₃
Примечание. Чем более сильной является кислота (основание), тем слабее сопряженное основание (кислота)

Константа кислотности (K_K) ‒ является мерой силы кислоты (количественной характеристикой состояния протолитического равновесия обратимой реакции между кислотой и основанием). Чем больше значение K_K, тем более сильной кислотой считается протолит в данном растворителе. Кислота называется 'сильной' или 'слабой' в зависимости от значения константы диссоциации

Оксокислоты - кислоты на основе окислов хлора (HClO, HClO₂, HClO₃, HСlO₄), азота (H₂N₂O₂, HNO₂ и HNO₃), серы и др. Пример реакции получения кислоты:

Ba(ClO₂)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HClO₂

Оснόвность кислот определяется количеством атомов водорода (Н) в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли (иначе ‒ определяется числом протонов, отщепляемых от молекулы кислоты). Оснόвность определяет число рядов средних и кислых солей − производных кислоты. Все кислоты можно подразделить на однооснόвные и многооснόвные (имеющие основность 2 и большую):

- однооснóвные (HNO₃, HSO₃F, HF, HCN и др) (пример реакции: P₂O₅ + H₂O = 2HPO₃)

- двухоснóвные: (H₂SO₄, H₂CO₃ и др.) (пример реакции: H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl)

- трехоснóвные: (H₃PO₄, H₃BO₃ и др.) (пример реакции: H₅P₃O₁₀ + 2Н₂О → ЗН₃РО₄)

- четырехоснóвные: (H₄P₂O₆, H₄P₂O₇, H₄CO₄ и др.) (пример реакции: четырехоснóвной: P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇)

- пятиоснóвные: (H₅P₃O₈, H₅P₃O₇ и др.) (пример реакции: Ba₅(IO₆)₂ + 5H₂SO₄ → 5BaSO₄ + 2H₅IO₆)

- шестиоснóвные {H₆TeO₆≡Te(OH)₅, H₆P₆O₁₂ и др.} (пример реакции: Na₂H₄TeO₆ + H₂SO₄ → H₆TeO₆ + Na₂SO₄)
Примечания:

1. Многооснόвные кислоты диссоциируют ступенчато (каждой ступени отвечает своя константа кислотности, причем каждая последующая меньше предыдущей). Например, ортофосфорная кислота (H₃PO₄) может диссоциировать до однооснόвной:

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^‒

H₂PO₄^‒ ↔ H⁺ + HPO₄^2‒

HPO₄^2‒ ↔ H⁺ + PO₄^3‒

2. Фосфористая кислота H₃PO₃ двухосновна в водных растворах, но формально это трехосновная кислота средней силы. Она диссоциирует двухступенчато:

HP(O)(OH)₂ → HP(O)₂(OH)^- + H⁺ и

HP(O)₂(OH)^- → HPO₃^2- + H⁺
Ее водные растворы разлагаются на фосфорную кислоту и водород:

4H₃РО₃ → 3H₃PO₄ + РH₃

Остаток кислотный ‒ часть кислоты без водорода (Н), например: H₂SO₄ → H₂⁺ + SO₄^‒. При диссоциации кислот в разбавленном водном растворе образуются кислотные остатки, например: (HCO₃^‒), (CO₃^2‒), (HPO₄^2‒). Они имеют заряд. Название кислотного остатка определяется металлом кислоты (например: серной ‒ сульфат, соляной ‒ хлорид, азотной ‒ нитрат, и т.д.)

Сила кислоты ‒ характеристика кислоты, показывающая, насколько легко кислота отдает протоны молекулам данного растворителя. Она определяется значением ее константы диссоциации

Классификация кислот.
В зависимости от количества молекул воды, присоединенных молекулой ангидрида, кислородсодержащие кислоты можно подразделить на мета‒, пиро‒ и орто‒формы, например:

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₃ ‒ метафосфорная

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇ ‒ пирофосфорная

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄ ‒ ортофосфорная
Если кислота имеет две формы, то менее богатая водой (H₂O) форма ‒ это мета‒форма кислоты, более богатая водой форма ‒ орто‒форма кислоты. Префикс 'оксо-' показывает наличие в молекуле карбонильной (СО) группы, а префикс 'окси-' - гидроксильной (ОН) группы, и др.

Графическое изображение формул кислот:

Азотноватистая кислота H₂N₂O₂ → (H-O-N=N-O-H)

Номенклатура кислот.
Водные растворы галогеноводородов и водородных соединений S, Se, Te и некоторые другие рассматривают как бескислородные кислоты. Их названия образуются от названия неметалла с добавлением слова "водородная":

HCl ‒ хлороводородная

HCNS ‒ родановодородная
Традиционные названия кислородсодержащих кислот образуются в зависимости от названия кислотообразующего элемента кислоты с добавлением суффиксов, например:

H₂SO₄ ‒ серная

HMnO₄ ‒ марганцовая

HClO ‒ хлорноватистая

HClO₃ ‒ хлорноватая
Традиционные названия кислородсодержащих кислот (примеры):

H₃AsO₄ ‒ мышьяковая

H₂CO₃ ‒ угольная

HСlO₂ ‒ хлористая

HClO₄ ‒ xлорная

H₃PO₄ ‒ фосфорная, и т.д.

Физические свойства кислот
Большинство кислот представляют собой жидкости или твердые вещества (H₃PO₄, H₂SiO₃). Некоторые кислоты (например, HNO₂) существуют только в растворе (их невозможно выделить в виде индивидуальных соединений). Растворимые в воде кислоты придают раствору кислый вкус за счет свободных ионов водорода. Они разъедают растительные и животные ткани, окрашивают индикаторы (лакмус, метилоранж) в красный цвет (легко запомнить: Kислота ‒ Kрасный).

Химические свойства кислот.
Некоторые кислоты (например, Н₂SO₃) существуют только в разбавленных растворах (менее 6%). Она образует средние и кислые соли (сульфиты и гидросульфиты), является хорошим восстановителем, и образует:

● при разложении ‒ оксид SO₂^(IV) и H₂O:

H₂SO₃ = SO₂ + H₂O

● при соединении с кислородом ‒ кислоту H₂SO₄:

2H₂SO₃ + O₂ = 2H₂SO₄

При нагревании кислоты легко разлагаются:

H₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O

H₂S = S + H₂↑

Кислоты могут взаимодействовать:

● с аммиаком, образуя кислоту, например:

H₂SO_{4(дымящ.)} + NH₃ = NH₂SO₃H + H₂O (сильная сульфаминовая кислота)

● с ангидридами, образуя кислоту, например:

HCl + SO₃ → ClSO₂OH (≡ HOSO₂Cl ≡ HSO₃Cl ≡ HOSO₂Cl) (хлорсульфоновая кислота)

● с основаниями (или оснóвными гидроксидами) - реакция нейтрализации (образуется соль и вода), например:

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

2HNO₃ + Mg(OH)₂ = Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

2HBr + Ba(OH)₂ = BaBr₂ + 2H₂O

● с оснόвными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду, например:

H₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + ZnO = ZnSO₄ + H₂O

● с кислыми, средними, оснόвными и амфотерными солями, образуя:

H₃PO₄ + СaHPO₄ = Ca(H₂PO₄)₂ (соль с бόльшим числом атомов водорода);

H₃PO₄ + Сa₃(PO₄)₂ = 3CaHPO₄ (кислую соль)

HCl + Mg(OH)Сl = MgCl₂ + H₂O (среднюю соль и воду)

2HСl + Na₂[Zn(OH)₄] = 2NaCl+Zn(OH)₂ + 2H₂O

(среднюю соль и амфотерный гидроксид - при недостатке кислоты)

4HСl + Na₂[Zn(OH)₄] = 2NaCl + ZnCl₂ + 4H₂O (средние соли и воду - при избытке кислоты)

● с солями более слабых или более летучих кислот (образуя малоактивное/летучее вещество или более слабую и летучую кислоту), например:

2HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + H₂O + CO₂↑ (происходит более полное связывание ионов)

H₂SO₄ + 2NaCl = Na₂SO₄ + 2HCL↑

HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃

2HBr + K2SiO₃ = 2KBr + H₂SiO₃

● с сухими солями (без растворителей), например:

H₂SO_4(конц.) + NaСl_(тв.) = NaHSO₄ + HCl

H₂SO₄ (конц.) + 2NaСl_(тв.) = Na₂SO₄ + 2HCl

H₂SO₄^(конц.) + KNO_{3 (тв.)} = KHSO₄ + HNO₃

● с растворами солей (в растворителях), например:

H₂SO₄ + Сa(NO₃)₂ = CaSO₄ + 2HNO₃

H₃PO₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄ + 3HNO₃

2H₃PO4 + 3CaCl₂ = Ca₃(PO₄)₂ + 6HCl

H₂S + CuSO₄ = CuS + H₂SO₄

● с амфотерными гидроксидами (реагируют как основания; образуют средние, кислые и основные соли), например:

2HCl + Be(OH)₂ = BeCl₂ + 2H₂O

H₃PO₄^{(избыт.)} + Zn(OH)₂ = ZnHPO₄ + 2H₂O

HCl + Al(OH)₃^{(избыт.)} = Al(OH)₂Cl + H₂O

● между собой, например:

2HNO₃^(конц.) + 6HCl = 3Cl₂↑ + 2NO↑ + 4H₂O

H₂SO₄^(конц.) + H₂S = S↓ + SO₂↑ + 2H₂O

HClO₃ + 6HBr → HCl + 3Br₂ + 3H₂O

2HClO₃ + H₂SO₃ → 2ClO₂ + H₂SO₄ + H₂O

HNO₃ + 3HCl = 2H₂O + NOCl + Cl₂ (царская водка; окислитель - атомарный хлор - отделяется от хлорида нитрозила)

● с неметаллами, например :

S + 2HNO₃^(разб.)) = H₂SO₄ + 2NO

S + 6HNO₃^(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

2H₂S + O₂^{(недост.)} = 2H₂O + 2S

2H₂S^(водн.) + O₂ = 2H₂O + 2S; 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂^{(горен.)}

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂

● с различными металлами (с образованием солей, оксидов, ангидридов, водорода или воды), например:

Ag + 2HNO₃^(конц.) = AgNO₃ + NO₂ + H₂O

Fe + H₂SO₄^(разб.) = FeSO₄ + H₂

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

2Al + 6H₂SO₄^(конц.) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

4Ca + 10HNO₃^(разб.) = 4Сa(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

● с водой (разложение), например:

H₂S₂O₆(O₂) + 2H₂O = 2H₂SO₄ + H₂O₂ (пероксодисерная кислота)
В зависимости от концентрации кислоты в реакциях с одним и тем же металлом могут быть получены разные продукты:

3Zn + 8HNO₃^(разб.) = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Zn + 10HNO₃^(разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

5Zn + 12HNO₃^(разб.) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

4Zn + 10HNO₃^{(оч.разб.)} = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
При реакциях металлов с кислотами‒окислителями (например, серной или азотной) водород практически не выделяется:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Способы получения кислот
Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты могут быть получены по реакции обмена между солями и другими кислотами или при участии кислот:

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + NaHSO₄

NaCl + H₂SO₄ = 2HCl + NaHSO₄

H₂O₂ + H₂SO₄ → [H₂SO₅ = H₂SO₃(O₂)] + H₂O (кислота Каро, сильный окислитель)
а также в реакции неметалла с сильным окислителем:

P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO
Бескислородные кислоты могут быть получены непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде:

H₂ + Cl₂ = 2HCl↑

H₂ + S = H₂S
или могут быть получены в реакции:

- вытеснения летучих кислот (например: 2NaCl + H₂SO_4(конц) = Na₂SO₄ + 2HCl↑)

- в реакции взаимодействие соли и кислоты с образованием нерастворимой соли (например: BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl↑)
Кислородсодержащие кислоты могут быть получены взаимодействием кислотных оксидов (ангидридов кислот) с водой:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

2N⁽⁺⁴⁾O₂ + H₂O ↔ HN⁽⁺⁵⁾O₃ + HN⁽⁺³⁾O₂

Перспективными являются методы получения кислот электролизом (в т.ч. растворов солей), например:

2CuSO₄ +2H₂O = 2Cu +O₂ + 2H₂SO₄

2Cu(NO₃)₂ + 2H₂O = 2Cu↓ + O₂↑ + 4HNO₃

2H₂SO₄(конц., хол.) = H₂↑ (катод) + H₂S₂O₆(O₂) (анод) [кристаллическая пероксодисерная кислота]
или гидролизом солей, например:

PCl₃ + 3H₂O ↔ H₃PO₃ {≡ P(OH)₃} + 3HCl (фосфористая + соляная)

Области применения кислот.

Азотная кислота (HNO₃) широко используется в производстве удобрений, красителей, лаков, пластмасс, лекарственных и взрывчатых веществ, а также химических волокон.

Серная кислота (H₂SO₄) расходуется в больших количествах при производстве минеральных удобрений, красителей, химических волокон, пластмасс, лекарственных веществ. Она используется таже для извлечения металлов из руд, заполнения кислотных автомобильных и тракторных аккумуляторов.

Соляная кислота (HCl) широко применяется в нефтяной промышленности.

‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒‒

СОЛИ

Соли ‒ сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков (возможно наличие водорода). Они имеют ионную структуру и являются продуктами полного или неполного замещения водорода в кислотах металлами или продуктами замещения группы (ОН) в основаниях на кислотный остаток. Большинство солей ‒ сильные электролиты и при диссоциации в водных растворах создают положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков (иногда ионы водорода или ОН‒группы), например: NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁻. В зависимости от соотношения количеств кислоты и основания в реакциях нейтрализации могут образоваться различные по составу соли. Строго формально, истинными солями следует считать лишь бинарные соединения металлов в низших степенях окисления с преимущественно ионным характером связи

Общая формула соли: (М_nA_{c_m}), где М ‒ металл; n ‒ число атомов металла, равное заряду иона кислотного остатка; Ас ‒ кислотный остаток; m ‒ число ионов кислотного остатка, равное заряду иона металла. Металл с переменной валентностью указывается в скобках по примеру: CuSO₄^(II).

В зависимости от состава (по свойствам) соли могут быть классифицированы на:

▪ средние (нормальные), например, Na₂SO₄

▪ кислые (гидросоли), например, NaHSO₄

▪ оснόвные (гидроксосоли), например, FeOHCl

▪ двойные, например, KAl(SO₄)₂ (содержат катионы двух металлов)

▪ смешанные, например, CaOCl₂ или Ca(OCl)Cl

▪ гидратные (кристаллогидраты), например, CuSO₄▪5H₂O, (NH₄)₂[Fe₂(OH)₄(CO₃) ₂]▪H₂O

▪ комплексные, например, К₃[Fe(CN)₆] (красная кровяная соль)

▪ другие, не перечисленные выше, например, ониевая H₃O⁺ClO₄^‒

По наличию в солях кислорода они могут быть классифицированы на:

▪ кислородсодержащие (например, Zn(NO₃)₂, Fe₂(SO₄)₃)

− соли в высшей степени окисления (например, NaClO4 - перхлорат натрия)

− соли в низшей степени окисления (например, NaClO - гипохлорит натрия)

▪ бескислородные (например, ZnCl₂, Al₂S₃).

В зависимости от силы основания и кислоты соли могут быть образованы:

▪ сильным основанием и сильной кислотой (NaCl)

▪ сильным основанием и слабой кислотой (Na₂CO₃)

▪ слабым основанием и сильной кислотой (NH₄Cl)

▪ слабым основанием и слабой кислотой (CuF₂)

В зависимости от растворимости в воде (степени диссоциации) соли делятся на:

▪ хорошо растворимые (NaCl)

▪ малорастворимые (CaSO₄)

▪ практически нерастворимые (AgCl)

В зависимости от числа замещенных атомов металла в кислоте соли бывают разных замещений (как средние, так и кислые):

▪ однозамещенные: NaH₂PO₄, NaHSO₄

▪ двухзамещенные: Na₂HPO₄ (H₆TeO₆ + 2NaOH = Na₂TeO₄ + 4H₂O)

▪ трехзамещенные (третичных): Na₃PO₄

▪ четырехзамещенные: Na₄P₂O₇

▪ пятизамещенные: Na₅Р₃О₁₀, Ag₅IO₆, Ba₅(IO₆)₂

▪ шестизамещенные: Na₆TeO₆, Ag₆TeO₆ (средние соли)

Названия солей указываются по кислотному остатку (аниону), например: (Cl^‒) ‒ хлорид; (SO₃^2‒) ‒ сульфит; (SO₄^2‒) ‒ сульфат; (CN^‒) ‒ цианид, и т.п. Наличие префикса 'гипо-' означает низкую степень окисления кислотообразующего элемента (если их больше двух), а префикса 'пер-' - высшую степень окисления для солей кислот с названиями, содержащими '-овая', '-евая' и '-ная'
Многие соли имеют традиционные названия, например:
      Pb₂(CO₃)(OH)₂ ‒ свинцовые белила
      CuSO₄▪5H₂O ‒ медный купорос
      NaHCO₃ ‒ сода питьевая
      K₄[Fe(CN)₆] ‒ желтая кровяная соль, и др.

Гидролиз солей ‒ химическое взаимодействие ионов солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде - 'связывание ионов'. Процесс гидролиза заключается в переходе протона от молекулы воды к данному иону или от данного иона (в том числе от гидратированного катиона металла) к молекуле воды [присоединению протона (H⁺) молекулы воды к аниону кислотного остатка или гидроксогруппы (OH^‒) к катиону металла]. В зависимости от природы соли вода выступает либо как кислота, либо как основание, а соль является соответственно сопряженным основанием или сопряженной кислотой. Гидролиз солей бывает обратимым и необратимым. Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Так как соль состоит из аниона и катиона, возможны три типа гидролиза:

▪ гидролиз по аниону (в двухступенчатую реакцию вступает только анион), например, для Na₂CO₃

▪ гидролиз по катиону (в двухступенчатую реакцию вступает только катион), например, для CuCl₂

▪ совместный гидролиз (в многоступенчатую реакцию вступают анион и катион) зависит от соотношения сил кислоты и основания (среда раствора может быть кислой или основной, как исключение − нейтральной): если слабее основание, гидролиз в большей степени будет протекать по катиону, а среда раствора будет кислой; при слабом основании - гидролиз по аниону. Пример уравнения реакции:

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓+ 3CO₂↑+ 6NaCl
(FeCl₃ гидролизуется по катиону, Na₂CO₃ − по аниону; Fe(OH)₃ и CO₂ являются продуктами реакции последних ступеней гидролиза)

Гидролиз средних солей сопровождается появлением кислотной или щелочной среды без образования осадка или газа. Процесс гидролиза растворимых солей протекает в 2 этапа: необратимой реакции диссоциации соли в растворе и самой процедуры гидролиза. Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, образуя при этом кислые и оснóвные соли. Например, гидролиз хлорида железа^(II) происходит в 2 этапа:

1) FeCl₂ + H₂O ↔ Fe(OH)Cl + HСl [Fe²⁺ + H₂O ↔ Fe(OH)⁺ + H⁺]

2) Fе(ОН)Cl + Н₂О =Fе(ОН)₂↓ + HCl [Fе(ОН)⁺ + Н₂О =Fе(ОН)₂↓ + Н⁺]

Гидролизуются соли, образованные катионами, соответствующими слабым основаниям или анионами, соответствующими слабым кислотам. Гидролиз солей обычно эндотермический процесс. Соли слабых оснований при гидролизе обычно создают кислую среду, а соли слабых кислот ‒ щелочную. Гидролиз усиливается при нагревании раствора или при разбавлении раствора водой. Гидролиз ‒ обратимая реакция, но не протекающая 'до конца' (до образования кислоты): сначала при растворении солей в воде происходит полная диссоциация на катионы и анионы (например, KF = K⁺ + F^‒), а затем ‒ гидратация ионов, например:

F^‒ + H₂O ↔ HF + OH^‒)

Полный гидролиз происходит с солями газообразных или неустойчивых кислот (H₂S, H₂SO₃) и с некоторыми соединениями (боридами, карбидами, нитридами, фосфидами и др.). При таком гидролизе задействованы очень слабые кислота и основание, а один из продуктов реакции удаляется из сферы реакции в виде газа.

При гидролизе солей протолитическое равновесие может быть смещено при изменении температуры, концентрации раствора или под действием избыточной концентрации ионов, одноименных тем, которые получаются в качестве среды протолиза. Гидролиз соли как по аниону (в случае взаимодействия аниона растворенной соли с водой), так и по катиону (в случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой) происходит в 2 этапа, например:
1) (по аниону) диссоциация: KNO₂ = K⁺ + NO₂^‒ и гидролиз: NO₂^‒ + H₂O ↔ HNO₂ + OH^‒
2) (по катиону) диссоциация: Ni(NO₃)₂ = Ni²⁺ + 2NO₃^‒ и гидролиз: Ni²⁺ + H₂O ↔ NiOH⁺ + H⁺
В общем случае гидролиз соли зависит от кислоты и основания, которые ее образовали, при этом механизм гидролиза определяется слабым электролитом, а среду определяет сильный электролит.

Гидролиз солей совместный - взаимодействие двух солей с водой (обменная реакция при этом не происходит), соли гидролизуются до конца: происходит связывание их ионов и взаимное усиление гидролиза (в реакцию с водой вступает и катион, и анион). В растворе солей появляется избыток свободных ионов Н⁺ или ОН⁻ и раствор становится кислотным или щелочным соответственно. Пример реакции:

3Na₂CO₃ + 3H₂O_(гор.) + 2AlCl₃ = 2Al(OH) ₃↓+ 3CO₂↑ + 6NaCl

Fe(NO₃)₃ + K₂CO₃ + H₂O=Fe(OH) ₂NO₃↓ + 2KNO₃ + CO₂

[Fe³⁺ + 3NO₃^- + 2K⁺ + (CO₃)^2- + H₂O = Fe(OH)₂NO₃ + 2K⁺ +2NO₃^- + CO₂]

Константа гидролиза ‒ константа равновесия гидролитической реакции

Константа диссоциации - вид константы равновесия, показывающая склонность вещества диссоциировать на составляющие молекулы (например, разделение соли в водном растворе на ионы). Константа диссоциации (для случая с солью - константа ионизации) обратна константе ассоциации

Полусоли (селоиды) - (например: сульфат Mn(SO₄)₂, хлорид МпСl, Ti(NH)₂, Ti(NH₂)₄ и др.) делятся на два класса: металлоподобные и кислотообразующие.

Полусоли кислотообразующие - соединения окислительных элементов с нетипичными металлическими или промежуточными элементами (тригалиды галлия, дигалиды бериллия, диоксиды олова и др.), например: SnO₂

Полусоли металлоподобные - соединения металлических элементов с промежуточными или нетипичными окислительными элементами (гидриды, бориды, карбиды, нитриды, фосфиды и др.)

Соли аммиачные - бесцветные твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и легко разлагающиеся при нагревании с выделением газов. Им характерны почти все свойства солей металлов. Они взаимодействуют со щелочами с выделением аммиака. Примеры реакций получения:

HCl + NH₃ = NH₄Cl (хлорид аммония, средняя соль)

Ag₂O + 4NH₃ + H₂O → 2[Ag(NH₃)₂]OH
Примеры реакций взаимодействия солей:

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O (со щелочью)

(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2NH₄Cl (с солью)

(NH₄)₂CO₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + CO₂ + H₂O [CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂ + H₂O] (с кислотой)

Соли бинарные ‒ соли типа галогенидов (KBr, NaBr), хлоридов (SnCl₂) и др.

Соли внутренние - представляют собой биполярные ионы (например, C₆H₇NO₃S)

Соли гидратные (кристаллогидраты) ‒ содержат в своем составе молекулы кристаллизационной воды, например: CuSO₄▪5H₂O. Такие соли могут выделяться из водных растворов. Состав кристаллогидратов принято выражать формулами, показывающими количество кристаллизационной воды. Один химический элемент может образовывать несколько кристаллогидратов: Bi₂O₅▪H₂O (или HBiO₃), Bi₂O₅▪2H₂O, Bi₂O₅▪3H₂O и др. Например, кристаллогидрат Na₂SO₄, содержащий на (1 моль) соли (10 моль) воды (Н₂О), описывается формулой Na₂SO₄▪10H₂O.

Соли двойные ‒ содержат катионы двух разных металлов (образуются при замещении атомов водорода в кислоте атомами двух разных металлов), например:

CaCO₃▪MgCO₃, Na₂KPO₄, KAl(SO₄)₂, KCr(SO₄)₂
Они существуют только в твердом виде. При растворении в воде соли диссоциируют на ионы, например:

КАl(SO₄)₂ = К⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2‒ (сульфат алюминия‒калия)
Примеры реакций получения двойных солей:

Zn + 2NaOH_(тв.) = Na₂ZnO₂ + H₂↑

K₂SO₄ + MgSO₄ + 6H₂O = K₂Mg(SO₄)₂▪6H2O
Примечания:

1. Двойные соли при диссоциации дают все те ионы, которые находились в растворах простых солей, из которых они были образованы

2. При образовании кристаллов некоторых солей (например, соли Na₂SO₄▪2K₂SO₄▪10H₂O) возникают искры, возникающие, предположительно, от выделения большого количества энергии не в виде тепла, а в виде света при образовании зародышей кристаллов соли

Соли кислые (гидросоли) ‒ соли, в которых атомы водорода в молекулах кислоты замещены атомами металла частично (иначе ‒ соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон). Обычно их получают нейтрализацией основания избытком кислоты. Примеры солей:

Ca(H₂PO₄)₂, NaOOH (≡ NaHO₂), FeOHCl и др.

Кислые соли могут быть получены теми же способами, что и средние, но при других пропорциях реагентов, например:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

При нейтрализации кислых солей образуются средние соли, например:

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Na₂HPO₄ + NaOH = Na₃PO₄ + H₂O
Большинство кислых солей растворимы в воде, они диссоциируют полностью по типу средних солей:

KHSO₄ = K⁺ + HSO₄^‒
Традиционные названия кислых солей ‒ со словом "гидро":

KHSO₄ ‒ гидросульфат калия

Ba(HSO₃)₂ ‒ гидросульфит бария, и др.

Соли ковалентные - немногочисленная группа солей вида АlСl₃, HgI₂ и др. Пример реакции получения соли:

3CuCl₂ + 2Al = 2AlCl₃ + 3Cu↓

Соли комплексные ‒ особый класс солей, в структуре которых выделяют:

‒ центральную частицу (координационную сферу), состоящую их комплексообразователя

‒ лиганды, окружающие центральную частицу
Например: [Cr(H₂O)₆]Cl₃, [Ni(NH₃)₆](NO₃)₂, [Al(OH)₂]₂SO₄, K₄[Fe(CN)₆] ‒ желтая кровяная соль

Пример реакции получения соли:

Zn + 2NaOH_(конц.) + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑
При растворении в воде комплексные соли слабо диссоциируют на комплексный ион внутренней сферы и ионы внешней сферы, например:

K₃[Fe(CN)₆] = 3К⁺ + [Fe(CN)₆]^3‒.
Они могут содержать малодиссоциирующий анион [Fe(CN)₆]^3‒, катион [Ag(NH₃)₂]⁺ или вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов или карбонилов).

Комплексные - как и обычные - соли могут вступать в:

▫ реакции обмена (например: 2CuSO₄ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂ [Fe(CN)₆] + 2K₂SO₄)

▫ реакции замещения (например: Zn + 2Na[Au(CN)₂] = Na₂[Zn(CN)₄] + 2Au)

▫ окислительно-восстановительные реакции (например: 2K₄[Fe⁺²(CN)₆] + Cl₂⁰ = 2K₃[Fe⁺³(CN)₆] + 2KCl^-1)

Соли неметаллические - соли на основе аммония, например, бикарбонат аммония NH₄НСO₃. При ее диссоциации образуется катион аммония NH₄⁺. Пример реакции получения соли:

NH_3(г.) + H₂O + CO_2(г) = NH₄HCO₃

Соли оснόвные (гидроксoсоли) ‒ соли, в которых гидроксогруппы основания (OH^‒) частично заменены кислотными остатками (катионами, способными принимать протон). Они образуются при избытке основания (при неполной нейтрализации основания кислотой). Oбычно имеют сложный состав и могут образовывать только многокислотные основания. Если оснόвные соли образованы сильными кислотами, то при добавлении кислотного гидроксида они переходят в средние, например:

CoNO₃(OH) + HNO₃ = Co(NO₃)₂ + Н₂O
Оснόвные соли могут быть образованы при взаимодействии некоторых солей со щелочами, например:

ZnCl₂ + NaOH = ZnOHCl↓ + NaCl.
Оснόвные соли (например, MgCl(OH), Cu₂CO₃(OH)₂ и др.) в большинстве практически нерастворимы в воде. Примеры оснόвных солей: (CuOH)₂CO₃, Al₂(OH)₃SO₄, MgOHNO₃, AlOHCl₂, Mg(OH)Cl, (FeOH)NO₃, Cu₂CO₃(OH)₂ и др. Традиционные названия оснόвных солей образуют приставку 'гидрокcо', например:

FeOHNO₃ ‒ нитрат гидроксо_железа^(II);

(CuOH)₂CO₃ ‒ карбонат гидроксо_меди^(II) и др.
Гидроксосоли, образованные типичными амфотерными гидроокисями (алюминия, хрома, олова, свинца, цинка), получаются при действии на них щелочи (в небольшом избытке)

Соли смешанные ‒ содержат анионы двух разных кислот (в их состав входят один катион и два химически разных аниона кислот) (например: Ca(ClO)Cl) или атом металла и разные кислотные остатки (например: AlSO₄Cl, AgClBr). Пример реакции получения соли:

Ca(OH)₂ + Cl₂ → Ca(OCl)Cl + H₂O
Примечание.

Простые смешанные соли могут быть двух типов:

▪ с различными металлическими элементами, например, халькиды

▪ с различными окислительными элементами, например, смешанные халькиды и галиды типа TiOCl₂

Соли средние (или нормальные) ‒ образуются при замещении атомами металлов всех катионов (атомов водорода) в молекулах кислоты [иначе ‒ электролиты, не поставляющие в водный раствор при диссоциации катионы (H⁺) и анионы (OH^‒)]. Эти соли не содержат ни водорода (который может быть замешен катионами металлов), ни гидроксила (т.е. они образуются в результате полной нейтрализации кислоты основанием). Примеры солей: Na₂CO₃, K₃PO₄, Na₂SO₄, NaNO₃
Средние соли [например, К₂СO₃, Mg(NO₃)₂, Zn₃(PO₄) ₂] содержат средние кислотные остатки (СО₃^2‑), (NO₃^-). Все средние соли в растворе являются сильными электролитами (полностью диссоциируют). Примеры реакций получения солей:

2KOH + 2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + K₂CO₃ + 2H₂O

2K₂O₂ + C_{(графит)} = K₂CO₃ + K₂O
Примечание.

Для перевода солей из одного класса в другой (например, кислых или оснóвных в средние) их необходимо дополнительно нейтрализовать (донейтрализовать). При нейтрализации кислой соли основанием, образующим данную соль, получается одна средняя соль, а при нейтрализации другим основанием - две средние соли (при использовании растворимого основания), например:

Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaSO₄ + 2H₂O

Ca(HSO₄)₂ + 2NaOH = CaSO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O
Аналогично, при нейтрализации оснóвной соли кислотой, образующей данную соль, получается одна средняя соль, а при использовании другой кислоты - две средние соли, например:

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ = 2CuSO₄ + 2H₂O

(CaOH)₂SO₄ + 2HCl = CuSO₄ + CuCl₂ + 2H₂O

Степень гидролиза ‒ количественная характеристика, показывающая отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации ее ионов в растворе. Известны следующие виды гидролиза:

а) если соль образована слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂; NH₄Cl; Al₂(SO₄)₃; MgSO₄) ‒ реакция гидролиза обратима (гидролиз по катиону, раствор имеет слабую кислую среду):

СuCl₂ + H₂O = CuOHCl + HCl

Cu²⁺ + H₂O = CuOH⁺ + H⁺
(гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

б) если соль образована слабой кислотой и слабым основанием [(NH4) ₂CO₃; Al₂O₃] ‒ реакция протекает практически полностью (необратимо):

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑

2Al³⁺ + 3S^2‒ + 6H₂O = 2Al(OH)_3↓ +3H₂S^↑
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью: оба продукта реакции уходят из зоны реакции осадком или в виде газа).

в) если соль образована сильным основанием и слабой кислотой - обратимый гидролиз по аниону (KClO₃; K₂SiO₃; Na₂CO₃) ‒ раствор имеет слабую щелочную среду:

Na₂CO₃ + H₂O = NaHCO₃ + NaOH

CO₃^2‒ + H₂O = HCO₃^‒ + OH^‒ (гидролиз по второй ступени протекает очень слабо)

г) если соль образована сильным основанием и сильной кислотой (NaCl; NaNO₃) ‒ реакция гидролиза не происходит, раствор нейтрален

Степень гидролиза изменяется при добавлении кислот и щелочей в растворы солей, например:

S^2- + Н₂О ↔ НS^- + ОН^-
(для усиления гидролиза необходимо добавить ионы Н⁺, которые связывают гидроксид-анионы в молекулу воды, а для ослабления гидролиза раствор подщелачивают).
Примечания.

1. Некоторые специальные случаи гидролиза:

NH₄NO₃ = NH₄⁺ + NO₃^-

2NaF + H₂O ↔ NaHF₂ + NaOH

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl

2. Если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо: реакция среды при этом нейтральная или слабокислотная/слабощелочная (зависит от соотношения констант диссоциации образующегося основания и кислоты)

3. Благодаря обратимому гидролизу иногда возможно необратимое взаимодействие двух растворов солей между собой, например:

3Na₂SiO₃ + 2AlCl₃ + 6H₂O = 3H₂SiO₃ + 2Al(OH)₃ + 6NaCl
(из-за необратимого взаимодействия гидроксид-иона с ионом водорода)

4. Для необратимого гидролиза необходимо удаление ионов H⁺ или ОН^- из раствора (ступенчатый гидролиз по катиону или аниону)

Графическое изображение формул солей - отображает структуру молекул солей и связи между атомами, например, для соли Ca₃(PO₄)₂:

Физические свойства солей
Соли представляют собой твердые кристаллические вещества. По растворимости в воде их можно разделить на:

‒ растворимые [например, KCI, Ba(NO₃)₂, CuSO₄]

‒ практически нерастворимые [BaSO₄, AgCI, Ca₃(PO₄)₂]
Все соли азотной и уксусной кислот растворимы в воде. Соли имеют широкий диапазон температур плавления и термического разложения.

Химические свойства солей ‒ характеризуют отношение солей к металлам, щелочам, кислотам, солям. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Более активный металл замещает менее активный металл в его солях (см. Ряд активностей металлов):

Pb(NO₃)₂ + Zn = Pb + Zn(NO₃)₂

Чем слабее кислота или основание, образующие соль, тем больше константа гидролиза и тем большее количество ионов водорода (Н⁺) и групп (ОН^‒) образуется. Измерение водородного показателя (pH‒растворов солей) может служить простым и надежным способом определения силы образующей их кислоты или основания.

Некоторые соли могут необратимо разлагаться водой, например:

CaS + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂S

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Правила образования солей:

▪ одноосновные кислоты кислых солей не образуют

▪ двухосновные кислоты (H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S и др.) образуют только однозамещенные кислые соли (в которых атом металла замещает только один атом водорода кислоты); например, при неполной нейтрализации серной кислоты H₂SO₄ образуется только одна соль, например:

H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + H₂O

▪ трехоснóвные кислоты (H₃PO₄, H₃BO₃ и др.) образуют два типа кислых солей: однозамещенные и двухзамещенные (или вторичные); например, при нейтрализации ортофосфорной кислоты H₃PO₄ гидроксидом NaOH образуются:

▫ однозамещенная соль: H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

или

▫ двухзамещенная соль: H₃PO_₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O

▪ четырехосновные (и более высоких степеней) кислоты могут образовывать целый спектр одно-, двух- и более замещенных солей. Так как на металл могут замещаться не все атомы водорода, то шестиоснóвная кислота H₆TeO₆ может образовывать как частично (Na₂H₄TeO₆), так и полностью замещённые (Na₆TeO₆) производные соли, например:

▫ однозамещенные: NaH₅TeO₆, КН₅ТеО₆ (кислые соли)

▫ двухзамещенные: Na₂H₄TeO₆ Cu₂H₂TeO₆ (кислые соли)

▫ четырехзамещенные: Na₄H₂TeO₆ (кислые соли)

▫ пятизамещенные: Na₅[Cu(H₂TeO₆)₂] (средние соли)

▫ шестизамещенные: Na₆TeO₆ (средние соли)

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Основные способы получения солей.
Ниже приведены наиболее распространенные реакции по получению солей взаимодействием:
‒ гидроксидов амфотерных с оксидами кислотными: 2Al(OH)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄) ₃ + 3H₂O
‒ гидроксидов амфотерных с кислотой: Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

[в ионном виде эта реакция выглядит как реакция нейтрализации:

Al(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^- = Al³⁺ + 3Cl^- + 3H₂O]
‒ гидроксидов амфотерных со щелочами:

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O (в ионном виде это реакция нейтрализации:

Al(OH)₃ + Na⁺ + OH⁻ = Na⁺ + AlO₂^- + 2H₂O)
‒ гидроксидов оснόвных с оксидами амфотерными: Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O
‒ гидроксидов оснóвных с гидроксидами кислотными:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = Ca₂SO₄(OH) ₂ + 2H₂O
‒ кислот с основаниями (реакция нейтрализации ‒ раствор становится нейтральным, если были взяты сильные кислоты и основания):

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O

NaOH + HCl → NaCl + H₂O
‒ кислот с оксидами амфотерными и оснόвными:

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O; Fe₂O₃ + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂O
‒ кислот с солями:

Na₂SiO₃ + 2HNO₃ = 2NaNO₃ + H₂SiO₃↓ (2H⁺ + SiO₃^2- = H₂SiO₃↓)

FeCl₂ + H₂S = FeS_↓ + 2HCl; 2NaCl + H₂SO₄_(конц) = Na₂SO₄ + 2HCl^↑ (вытеснение летучих кислот)
‒ металлов с кислотами: Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂^↑
‒ металлов с неметаллами:

Fe + S = FeS
‒ металлов с солью:

    Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu
‒ металлов со щелочами:
     ▪ (в расплаве) 2Al + 2NaOH + 2H₂O → 2NaAlО₂ + 3H₂
     ▪ (в растворе) 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂
‒ неметаллов с солью:

Cl₂ + KJ = 2KCl + J₂

2Ba(HCO₃)₂ + 2Cl₂ + H₂O = 2BaCl₂ + 4CO₂↑ + 3H₂O + O₂
('H₂O' в левой и правой частях уравнения показывает, что реакция должна протекать в водной среде)
‒ неметаллов со щелочами:

6NaOH + 3Cl₂ → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O
Примечание.

При взаимодействии с некоторыми неметаллами (Si, S, P, F₂, Cl₂, Br₂, I₂) щелочи образуют в результате диспропорционирования по две соли, например:

6KOH + 3S ^{t^o} = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O

2KOH_(конц.) + Cl₂ = KCl + KClO + H₂O

‒ оксидов с водой: P₂O₅ + 3H₂O =2H₃PO₄
‒ оксидов амфотерных с солью: Na₂CO₃ (тв.) + Fe₂O₃ = 2NaFeO₂ + CO₂↑
‒ оксидов амфотерных со щелочами:
▪ (в расплаве) 2NaOH + ZnO → Na₂ZnO₂_{(средняя соль)} + H₂O
▪ (в растворе) Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄] _{(комплексная соль)}
‒ оксидов кислотных со щелочами:

2NaOH + SiO₂ → Na₂SiO₃ + H₂O
‒ оксидов кислотных с гидроксидами: CO₂ + Mg(OH)₂ → MgCО₃↓ + H₂O
‒ оксидов кислотных с кислотой: ZnO + H₂CO₃ = ZnCO₃ + H₂O
‒ оксидов кислотных с солью: Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂↑

‒ оксидов кислотных с оксидами амфотерными: SO₃ + Zn(OH)₂ → ZnSO₄ + H₂O
‒ оксидов оснόвных с амфотерными: Al₂O₃ + CaO = Ca(AlO₂)₂
‒ оксидов оснόвных с кислотными: CaO + SiO₂ ^{t^o}= CaSiO₃
‒ оснований с неметаллами: Ca(OH)₂ + Cl₂ → Ca(OCl)Cl + H₂
‒ оснований (щелочей) с оксидами кислотными (амфотерными): Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO_3↓ + H₂O
‒ солей (между собой):

NaCl + AgNO₃ = AgСl↓ + NaNO₃ (Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓)

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO_4↓ + 2NaCl

AgNO₃ + NaCl = AgCl + NaNO₃

CuCl₂ + 2KCl = K₂[CuCl₄]

NН₄H₂PO₄ + KNО₂ = NН₄NО₂ + KН₂PО₄
‒ солей с водой (образуются кристаллогидраты или комплексные соли):

CuSO₄ + 5Н₂О = CuSO₄▪5H₂O

Na₂SO₄ + 10Н₂О = Na₂SO₄▪10H₂O

ZnCl₂ + H₂O = [Zn(OH)]Cl + HCl
‒ солей со щелочами:

Na₂СO₃ + Ba(ОН)₂ = ВаСО₃↓ + 2NaOH (Ba²⁺ + CO₃^2- = BaCO₃↓)

2NaOH + 2NH₄HS = Na₂S + (NH₄)₂S + 2H₂O (щелочь + кислая соль)

CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂^↑ + 2K₂SO₄
‒ гидролизом (галогенидов или солей): Al₂Se₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂Se

Возможно солеобразование без воды:

HCl + NH₃ ↔ NH₄Cl
или при термическом разложении сложных солей:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂^↑
Образование ониевых солей зависит лишь от наличия неподеленной электронной пары.

Амфотерные элементы в свободном виде взаимодействуя:

▫ с типичными кислотами, например: 2Al + 3H₂SO_4(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + H₂↑

▫ со щелочами: 2Al + 6H₂O + 4NaOH_(конц.) = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑
образуют соли, в которых сам амфотерный элемент (в данном случае - Al) входит в состав катиона или в состав аниона соли.

Комплексные соли могут быть получены разными способами, например:
▪ при растворении в воде:

- амфотерных металлов (Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑)

- оксидов (ZnO + 2KOH + H₂O = K₂[Zn(OH)₄])

- гидроксидов (Zn(OH)_2(тв) + 2KOH_р‒р) = K₂[Zn(OH)₄]_р‒р)

- солей в растворах щелочей (ZnCl₂ + 4NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + 2NaCl)
▪ при взаимодействии металлов или солей с цианидами:

2Cu + 4KCN + 2H₂O = 2K[Cu(CN)₂] + H₂ + 2KOH

FeCl₃ + 6KCN = K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl
▪ при взаимодействие солей некоторых металлов с аммиаком:

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄
▪ в результате реакций в растворах:

NaOH_(конц)+ Al(OН)₃ = Na[Al(OH)₄]

2NaOH_(конц)+ Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]
Примечания:

1. Так как атомы водорода в кислотах способны замещать только входящие в состав гидроксогрупп (OH), ортофосфорная кислота H₃PO₄ может образовывать как средние соли (фосфаты вида Na₃PO₄), так и два ряда кислых (гидрофосфаты Na₂HPO₄ и дигидрофосфаты NaH₂PO₄) солей. Фосфористая же кислота H₂(HPO₃) может образовывать только два ряда солей: фосфиты и гидрофосфиты, а фосфорноватистая H(H₂PO₂) − только ряд средних солей (гипофосфиты).

2. Существует множество других способов получения отдельных солей, не указанных выше (например, получение двойной соли при совместной кристаллизации двух солей:

Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 24H₂O = 2[KCr(SO₄)₂▪12H₂O).

Применение солей.

Ряд солей являются соединениями, необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов (соли натрия ‒ поваренная соль, соли калия, кальция, а также соли, содержащие азот и фосфор).

Na₂CO₃ ‒ карбонат натрия (сода) входит в состав смесей для производства стекла, моющих средств, используется как реагент для увеличения щелочности среды, используется для улучшения качества глин для буровых растворов, для устранения жесткости воды при ее подготовке к использованию (например, в паровых котлах).

CaCO₃ ‒ карбонат кальция в виде мела, известняка [является сырьем для производства негашеной извести (CaO)], используется в металлургии.

Aлебастр (2CaSO₄▪H₂O) широко используется в строительстве

........................................................................................................
ПРОЧИЕ СОЕДИНЕНИЯ

Ассоциаты − продукты реакции ассоциации (например: N₂O₄, Cl₂O₆ и др.)

Аддукты - соединения, являющиеся продуктом реакций присоединения (электрофильного вида) и молекулярные комплексы. Иногда это соединения неизвестного строения (например NH₃▪BF₃)

Бертоллиды ‒ двухатомные соединения переменного состава, который зависит от способа его получения. Они не подчиняются закону постоянства состава и закону кратных отношений. Примеры соединений переменного состава: оксид марганца ‒ MnO_1.6; оксид ванадия^(II) ‒ может иметь состав от (V_0.9O) до (V_1.3O)
Примечание.

Среди бертоллидов - оксидов d-элементов встречаются соединения, содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, например, состав оксида титана^(II) TiO изменяется в пределах TiO_0.65...TiO_1.25

Бораны - химические соединения бора с водородом [например: диборан В₂Н₆, тетраборан В₄Н₁₀, пентабораны В₅Н₉ и В₅Н₁₁, и т.д. (В₆Н₁₀, В₆Н₁₂, В₉Н₁₅ и В₁₀Н₁₄)]. Отличаются высокой химической активностью, нестандартными валентностями, характером и порядком связей и чрезвычайно большой теплотой сгорания

Гидриды - соединения водорода с металлами или с имеющими меньшую электроотрицательность, чем водород, неметаллами. Все они обладают высокой реакционной способностью (восстановительными свойствами). Большинство гидридов высокотоксичны. Соединения водорода с азотом, галогенами, кислородом, серой и углеродом гидридами не являются. Гидриды могут быть получены также в реакции электрохимического восстановления. В зависимости от характера связи водорода различают три типа соединений:

♦ простые (или бинарные) гидриды - известны для всех элементов (кроме благородных газов и подгруппы платиновых элементов), например: Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl. В зависимости от природы связи они подразделяются (эта классификация достаточно условна, так как между различными типами гидридов нет резких границ) на:

▪ ионные (или солеобразные) гидриды - гидриды щелочных и щелочноземельных элементов (например, LiH, NaH, CsH), кроме Mg (который по свойствам и природе химической связи занимает промежуточное положение между ковалентными и ионными гидридами). Их используют, например, для получения металлов из их оксидов, удаления окалины с поверхностей металлов. Такие гидриды реагируют с молекулярным кислородом и водой (типа ЭH + H₂O → ЭOH + H₂), взаимодействуют с молекулярным азотом, например:

3СаН₂⁺ + N₂ → Ca₃N₂ + ЗН₂)
Пример реакции получения гидрида: Li₃N + 3H₂ = 3LiH + NH₃

▪ ковалентные гидриды. К ним относят гидриды элементов IV...VII групп Периодической системы (SiH₄, GeH₄, PH₃, и др.), гидриды натрия (NaH), кальция (CaH₂) и др., а также метан СН₄, силан SiH₄ и др. Все они растворяются в неполярных или малополярных органических растворителях. Гидриды ВеН₂ и АlН₃ электронодефицитны (образование молекул или кристаллов происходит с участием двухэлектронных трехцентровых мостиковых (Э-Н-Э) и многоцентровых связей. Ковалентные гидриды при взаимодействии с донорами электронов (типа NR₃, PR₃ и др.) образуют аддукты. Пример реакции получения гидрида:

SiCl₄ + 4H₂ = SiH₄ + 4HCl

▪ металлоподобные (металлические) гидриды. К ним относят гидриды переходных металлов и редкоземельных элементов, бóльшая часть гидридов лантаноидов и актиноидов (например, гидрид палладия PdH). Формально они могут рассматриваться как раствор водорода в металле: адсорбированная на поверхности металла молекула водорода диссоциирует на атомы, в результате диффузии образуется раствор водорода в металле. Кроме палладия, взаимодействие водорода с переходными металлами всегда сопровождается перестройкой кристаллической решетки. Особые свойства гидридов Mn, Fe, Co, Ni обусловлены содержанием в гидриде менее одного атома водорода на атом металла

♦ комплексные и двойные гидриды металлов - гидриды типа Na[BH₄], Li[AlH₄]), Mg(AlH₄)₂, Са(ВН₄)₂, КВН₄, бораны (B₂H₆, B₅H₁₁) и др. Они широко используются в органическом синтезе в безводных средах (при контакте с водой гидриды мгновенно гидролизуются). При работе с такими гидридами следует проявлять особую осторожность, так как возможно их самовозгорание с возникновением пожара и взрывов. Пример реакции получения гидрида:

2Na + B₂O₃ + 7H₂ = 2Na[BH₄] + 3H₂O (250-300 ^oC)

♦ интерметаллические - cодержат атомы Ca, Ti, Al, Fe, Co, Ni и атомы редкоземельных элементов. Они легко образуются при взаимодействии интерметаллидов с молекулярным водородом. Благодаря способности поглощать водород при низких температурах и устойчивости к действию кислорода и влаги воздуха эти гидриды могут быть использованы как химические аккумуляторы слабосвязанного водорода

Гидриды летучие - гидриды гелия и элементов главных подгрупп IV...VII групп: метан, бораны (В₅Н₉) и др. Пример реакции получения борана:

Mg₃B₂ + 2H₃PO₄ = Mg₃(PO₄) ₂ + B₂H₆

Дальтониды ‒ вещества постоянного качественного и количественного состава, который не зависит от способа получения вещества. Их состав выражается простыми химическими формулами с целочисленными индексами, например, серная кислота (H₂SO₄)

Известь гашеная (бытовое название; кальция гидроксид) - оснóвный гидроксид формулы Ca(OH)₂ ионного строения Ca²⁺(OH^-)

Известь негашеная (бытовое название; кальция оксид) - оснóвный оксид ионного строения Ca²⁺O^2-. Хорошо поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. При взаимодействии с водой (гашение извести) образует щелочной раствор с высоким выделением тепла (экзотермическая реакция)

Изоперсоединения - группы из одинаковых атомов (например: пероксиды, тиосульфиды, пернитриды и др.)

Интерметаллид (соединение интерметаллическое) - химическое соединение из двух или более металлов, имеющее фиксированное соотношение между компонентами. Они обладают высокими твердостью и химической стойкостью. Некоторые из них имеют полупроводниковые свойства. Примеры соединений: MgB₂; MgZn; AgMg; Mg₂Ge; NaSn₃; NaSn₂; NaSn; Na₂Sn; GaAs; Au₄Al; Cu₂MnAl, и многие другие. Пример реакции получения соединения:

As + Ga = GaAs

Карбиды ‒ соединения металлов и неметаллов с углеродом, например:

‒ солеобразные (CaC₂): SiO₂ + 5C_(кокс) + CaO = Si + CaC₂ + 3CO (800 ^oC)

‒ ковалентные (SiC): Si + C_{(графит)} = SiC (1200 ^oC)

‒ металлоподобные (Fe₃C): 18Fe + C₆H₆ = 6Fe₃C + 3H₂ (700 ^oC)
Существуют карбиды, образованные органическими соединениями, а также ионные карбиды.

Квасцы (двойные соли) - сульфаты (например: алюмокалиевые KAl(SO₄)₂▪12H₂O, железоаммонийные (NH₄)Fe(SO₄)₂▪12H₂O, и др.). Замещенные ионы аммония (например, CH₃NH₃⁺) также могут входить в состав квасцов, например: (CH₃NH₃) ₂SO₄

'Жесткие' и 'мягкие' кислоты и основания - особая группа химических элементов и соединений.

'Жесткие' кислоты - акцепторы с низкой поляризуемостью, высокой электроотрицательностью. Они трудно восстанавливаются, их незаполненные граничные орбитали имеют низкую энергию. Самая "жесткая" кислота - протон

'Мягкие' кислоты - акцепторы с высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью. Они легко восстанавливаются, их свободные граничные орбитали имеют высокую энергию. Самая "мягкая" кислота - (CH₃Hg⁺)

'Жесткие' основания - доноры с низкой поляризуемостью, высокой электроотрицательностью. Они трудно окисляются, их занятые граничные орбитали имеют низкую энергию. Наиболее "жесткие" основания - (F) и (ОН^-)

'Мягкие' основания - доноры с высокой поляризуемостью, низкой электроотрицательностью. Они легко окисляются, их занятые граничные орбитали имеют высокую энергию. Наиболее "мягкие" основания - (I^-) и (Н^-)
Примечание. 'Промежуточные' кислоты - [CO²⁺, B(CH₃)₃ и др.], 'промежуточные' основания [NO₂, SO₃² и др.]

Межметаллоиды - соединения промежуточных элементов (в том числе водорода) друг с другом (например: гидриды и карбиды бора, силаны, германы, фосфиды кремния и др.)

Надпероксиды (гипероксиды, супероксиды) ‒ неорганические соединения, содержащие анион (О₂⁻), например, надпероксид калия (КО₂), или кислородные соединения, содержащие атомы кислорода (О) в степени окисления (−¹/₂) - т.е. один электрон на два атома кислорода. Они используются, в основном, для регенерации выдыхаемого воздуха в изолирующих средствах защиты дыхания (горноспасатели, авалангисты)

Натрия карбонат - натриевая соль угольной кислоты - Na₂CO₃

Натрия пероксид - бинарное соединение формулы Na₂O₂ ионного строения (Na⁺)₂O₂^2-. Является сильным окислителем, слабым восстановителем. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих противогазах (реакция с СO₂:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = Na₂CO₃ + O₂)

Нашатырь (хлорид аммония NH₄Cl) - бескислородная соль (белое летучее вещество, термически неустойчиво). Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и его гидроксид, вступает в реакцию конмутации с нитратами, при растворении в воде поглощает много тепла, гидролизуется по катиону. Качественная реакция на ион NH₄⁺ - выделение NH₃ при кипячении нашатыря со щелочами или при нагревании с гашеной известью. Пример реакции получения соединения:

3SiCl₄ + 16NH₃ = Si₃N₄ + 12NH₄Cl

Нитраты − соли азотной кислоты HNO₃ или оксида азота^(V) N₂O₅ (например, NaNO₃ - чилийская селитра), бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. В зависимости от входящего в их состав катиона металла, они ведут себя по−разному при нагревании. Чилийская селитра используется как сырье для производства азотной кислоты по реакции:

2NaNO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HNO₃
Нитраты термически неустойчивы, разлагаются при нагревании, выделяя кислород и превращаясь в нитриты. Например, нитрат калия переходит в нитрит:

2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония - это селитры.
Примечание.

Азотные минеральные удобрения (под общим названием 'аммиачная селитра') делятся на 3 типа:

▪ аммиачные (жидкий аммиак, аммиачная вода, раствор нитрата аммония NH₄NO₃ в аммиачной воде)

▪ аммонийные (содержат ионы NH₄⁺ солей аммония)

▪ нитратные (содержат ионы NO₃⁻)

Нитриты - соли азотистой кислоты HNO₂, (например, нитрит натрия NaNO₂). Термически они менее устойчивы, чем нитраты. Применяются в производстве красителей и в медицине. Нитриты являются ядами для гемоглобина крови человека

Озониды - разновидность пероксидных неорганических соединений (например, КО₃, NaO₃, RbO₃, CsO₃ и др.). Они характеризуются наличием озонидного иона (О₃⁻) в кристаллической решетке. При растворении озониды мгновенно гидролизуются с образованием кислорода, перекиси водорода и обычных гидроксидов и оксидов. Все озониды являются очень сильными окислителями. Пример реакции получения соединения:

O₃ + KOH = KO₃ + OH₂

Оксид углерода (угарный газ, окись углерода, монооксид углерода) - бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха состава CO (:С^-≡О:⁺). У него атомы углерода и кислорода соединены 3-ковалентной поляризованной связью

Пероксиды (или перекиси) - соединения, содержащие пероксогруппу '-О-О-': соединенные между собой атомы кислорода, имеющие степень оксиления (-1). Они легко выделяют кислород. Для неорганических веществ принято использовать термин пероксид, a для органических веществ - термин перекись. В зависимости от структуры различают собственно пероксиды, надпероксиды и озониды. Примеры пероксидов: водорода Н₂O₂, натрия Na₂O₂ и др. Пероксиды щелочных металлов образуют кристаллическую решетку из ионов кислорода O₂^2- и металла M⁺, они реагируют с водой, образуя щелочь и пероксид водорода (т.е. гидролизуются до МОН и Н₂О₂; в случае с Li и Na гидролиз в значительной степени обратим), например:

Na₂O₂ + 2H₂O ↔ 2NaOH + H₂O₂
Примечания:

1. Пероксиды и надпероксиды образуются при горении щелочных металлов, а также стронция и бария (кроме лития) в кислороде:

2Na + O₂ → Na₂O₂

K + O₂ → KO₂

2. Пероксосульфаты (персульфаты) аммония (NН₄)₂S₂О₈ и калия К₂S₂О₈ являются отбеливающими веществами

3. Дополнительно см. здесь 'Соединения пероксидные'

Пероксокислоты (надкислоты, перкислоты) - кислоты, анион которых содержит пероксогруппу '-О-О-'. Примеры пероксокислот: пероксофосфорная Н₃РО₅, пероксосерная Н₂SО₅, пероксодисерная (или надсерная) Н₂S₂О₈ и др. Пероксокислоты и их соли - сильные окислители.
Примечание.

Пероксиды и супероксиды формально к категории оксидов не относятся

Персоединения - соединения, в состав которых входят группы из ковалентно связанных друг с другом атомов окислительных элементов.

Селитра аммиачная (аммонийная селитра, нитрат аммония) - вещество формулы NH₄NO₃. Используется как хорошее азотное удобрение и в производстве взрывчатых веществ. Пример реакции получения соединения:

2NH₃ + 4O₃ = NH₄NO₃ + 4O₂ + H₂O

Сода каустическая (бытовое название; натрия гидроксид, едкий натр, каустик) - наиболее распространенная щелочь - NaOH

Сода пищевая (бытовое название; натрия бикарбонат, натрий двууглексилый) - кристаллическая соль состава NaHCO₃ (степень вредности воздействия на организм - Е-500). Не токсичена, пожаро- и взрывобезопасна. Пример реакции получения соды:

NaOH_(разб.) + CO₂ = NaHCO₃

.........................................................................................................................

Соединения бинарные ‒ класс веществ, образованных, как правило, двумя (реже - тремя) химическими элементами. К бинарным относят также многоэлементные вещества, в формульной единице которых одна из составляющих содержит не связанные между собой атомы нескольких элементов, а также одноэлементные или многоэлементные группы атомов (кроме гидроксидов). К примеру, азот с кислородом могут образовывать 5 бинарных соединений: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅. Термин 'бинарные соединения' обычно не применяется по отношению к оснóвным и кислотным оксидам. Примеры бинарных соединений:

▫ простые (двухэлементные): H₂O, NH₃, N₂O, SiC, CS₂, TiCl₄, BN и др.

▫ сложные: Pcl₃O, CrO₂Cl₂, IO₂F₃ и др.
К бинарным относят также:

- бескислородные кислоты (например, HCl, HBr, HCN, H₂S и др.)

- бескислородные соли (например, Ba(HS)₂, NH₄Cl, KMgCl₃, NaCl, CaF₂, AgF и др.)

- ионные (или бинарные) соли (например, SnCl₂ и др.) и ионные комплексные соли {за исключением гидроксокомплексов), например: Cu(NH₃} ₄]SO₄ K₄[Fe(CN)₆] [Ag(NH₃)₂]Cl

- соединения неметаллов (например, S₂Cl₂, BN и др.)

- ковалентные соединения металл-неметалл (например, SnCl₄, TiCl₄ и др.)

- несолеобразные оксиды и многие другие бинарные соединения (например, OF₂, H₂O₂, CaH₂, Mg₃N₂, AlH₃, CaC₂, CS₂, CuBr, SCl₂O₂ и др.)

- бертоллиды, галогениды (HF, KBr и др.), хальгогениды (Na₂S, NH₄HS и др.), нитриды (Li₃N, AlN и др.), карбиды (Be₂C, Al₄C₃ и др.), силициды (Li₄Si, Mg₂Si и др.), интерметаллиды (Cu₃Au, Ti₂Hg₅) и др.

Бинарные оксиды, галогениды и летучие водородные соединения относят к характеристическим.

В зависимости от природы химической связи бинарные соединения подразделяются на 3 типа:

▫ ионные или солеобразные (например: LiBr, LiH , СаН₂ , NaI и др.)

▫ ковалентные (например: SiC, ВСl₃ , В₄С, SF₆, СO₂ и др.)

▫ металлоподобные и металлогидриды (например: Ni₃Si, Ni₅Si₂, Fe₃C, Ti₆O, TiN, VN и др.)
В зависимости от типа химической связи бинарные соединения могут быть:

▫ ковалентными (H₂S, P₂S₅, NH₃ и др.), в том числе комплексные без внешней сферы (например, [Fe(CO)₅])

▫ ионными (K₂Se, Na₂O₂ и др.), которые, в свою очередь, могут быть:

- с разными анионами (смешанные) - (например: KMgCl₃, Pb (Cl)F, As(O)F₃ и др.); реакция получения:

AsF₅ + H₂O_{(влага воздуха)} = AsOF₃ + 2HF

- с разными катионами (двойные) - (например, CaC₂, SCl₂O₂ и др.); реакция получения:

SO₂ + Cl₂ = SCl₂O₂
Примечание.

Некоторые ионные бинарные соединения (AgF, KСl, Na₂S и др.), рассматривающиеся как продукты замещения водорода в соединениях типа H₂S, HF, HСl и подвергающиеся протолизу как кислородсодержащие кислоты, относят к числу бескислородных кислот

По агрегатному состоянию бинарные соединения могут быть:

- газами (например, аммиак NH₃, фосфин PH₃, оксид азота N₂O)

- жидкостями (например, тетрахлорид титана TiCl₄, дисульфид углерода CS₂, соляная кислота HCl)

- твердыми веществами (например, нитрид бора BN, карбид кремния SiC).

Бинарные (или простые) гидриды известны для всех элементов (кроме благородных газов и подгруппы платиновых элементов, например: Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl). Бинарные соединения могут быть получены самыми разными способами, например:

▫ взаимодействием простых веществ между собой:

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Ca + 2C = CaC₂

6Li + N₂ = 2Li₃N

▫ в реакциях обмена:

AgNO_{3 (раств)} + NaBr_(раств) = AgBr↓ + NaNO₃

▫ в окислительно-восстановительных реакциях:

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

▫ при горении металлов в атмосфере кислорода (образуются высшие оксиды, а у щелочных и щелочноземельных металлов - кроме лития - пероксиды):

2Fe + O₂ = 2FeO

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

2Na + O₂ = Na₂O₂

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

▫ в реакциях взаимодействия неметаллов (при нагревании):

2S + C = CS₂

S + O₂ = SO₂

2P + 3Cl_{2(недост)} = 2PCl₃

2P + 5Cl_2(изб.) = 2PCl₅
и многими другими способами.

При взаимодействии с водой и кислотами некоторые бинарные соединения полностью разлагаются с выделением водорода или содержащих его соединений, например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄

NaH + H₂O = H₂ + NaOH

NaH + HCl = H₂ + NaCl

Ca₃N₂ + 6HCl = 2NH₃ + 3CaCl₂

СaC₂ + 2H₂O = C₂H₂ + Ca(OH)₂

Li₃N + 3HCl = NH₂ + 3LiCl
Гидролиз бинарных соединений обычно протекает необратимо, например:

PCl₅ + 4H₂O = 5HCl + H₃PO₄
затем ‒ протолиз продуктов:

HCl + H₂O = Сl^‒ + H₃O⁺ (pH < 7) и

H₃PO₄ + H₂O ↔ H₂PO₄^‒ + H₃O⁺ (pH < 7)
т.е. происходит рост концентрации катионов оксония (H₃O⁺) с одновременным уменьшением концентрации (OH^‒)
При растворении в воде комплексные бинарные соли слабо диссоциируют на комплексный ион внутренней сферы и ионы внешней сферы, например:

K₃[Fe(CN)₆] = 3К⁺ + [Fe(CN)₆]^3‒
Они могут содержать малодиссоциирующий комплексный анион (например, [Fe(CN)₆]^3‒), комплексный катион (например, [Ag(NH₃)₂]⁺) или вообще не диссоциировать на ионы (соединения типа неэлектролитов или карбонилов).

Комплексные бинарные соли, как и обычные соли, могут вступать в:

▫ реакции обмена (например: 2CuSO₄ + K₄[Fe(CN)₆] = Cu₂[Fe(CN)₆] + 2K₂SO₄)

▫ реакции замещения (например: Zn + 2Na[Au(CN)₂] = Na₂[Zn(CN)₄] + 2Au)

▫ окислительно-восстановительные реакции (например: 2K₄[Fe⁺²(CN)₆] + Cl₂^o = 2K₃[Fe⁺³(CN)₆] + 2KCl^-1)
При обжиге или горении бинарных соединений в кислороде могут быть получены оксиды, например:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

CS₂ + 3O₂ → CO₂ + 2SO₂

2PH₃ + 4O₂ → P₂O₅ + 3H₂O

....................................................................................................................................

Соединения многоэлементные (или сложные) - вещества, состоящие из трех и более химических элементов. Они обычно классифицируются по общему химическому элементу, например, кислородсодержащие (NaNO₃, H₂SO₄, KСlO₄) и многие другие: Ca₇Al₆ZrO₁₈, FeCu₂SnSi, K₂VF₅O, CuHAsO₃, NaMnPO₄, H₂C₂N₂S₃, (CH₃NH₃)₂SO₄. Пример реакции получения соединения:

3HNCS (конц.) = HCN + H₂C₂N₂S₃

Специфика таких соединений настолько разнообразна и объемна, что выходит за пределы настоящего справочника

Соединения нуль-валентные - химические соединения, у которых атом металла связан исключительно с нейтральными молекулами, например, в карбонилах типа Ti(CO)₇, Cr(CO)₆, Fe(CO)₅ , аммиакатах типа Pt (NH₃)₄ и др. Например, у атомов углерода и азота в молекулах CO и NH₃ нет неспаренных электронов, поэтому при образовании соединений связь осуществляется только за счет координационных валентностей атома металла. Пример реакции получения соединения:

Fe + 5CO = Fe(CO)₅

Соединения пероксидные (или дикислородные) - содержат группировку из двух связанных между собой атомов кислорода. Общее свойство большинства пероксидных соединений - способность легко выделять кислород (например, при нагревании, при воздействии воды или других веществ). Кислород пероксидных соединений иногда называют активным кислородом. К пероксидным соединениям относят также некоторые координационные соединения.

Пероксидные соединения могут быть классифицированы на:

♦ ионные, которые могут существовать в трех ионных формах:

▪ пероксиды (с ионом O₂^2-) и гидропероксиды (с ионом НO₂^-) (например: Na₂O₂, BaO₂, NH₄OOH и др.)

▪ супероксиды (гипероксиды) с ионом О₂^- (например: NaO₂, KO₂, Са(О₂)₂ и др.)

▪ ди_окси_генильные соединения с ионом О₂⁺ (например: O₂BF₄, O₂PtF₆ и др.)
Примечание. К ионным пероксидным соединениям также относят:

▫ озониды (содержащие ион О₃^-, например: KO₃, RbO₃, CsO₃ и др.)

▫ соли пероксония (содержащие ион Н₃О₂⁺, например: H₃O₂⁺AsF₆^-, H₃O₂⁺SbF₆^- и др.)
Среди ионных пероксидных соединений только пероксиды диамагнитны и не окрашены (их окраска может и не быть связана с пероксидной группой); все остальные соединения парамагнитны и, как правило, ярко окрашены

♦ ковалентные
Ковалентные соединения имеют общую формулу (R-О-О-R'), где R и R' - неорганические радикалы или атомы. К этой группе относят:

▫ пероксид водорода Н₂О₂

▫ соединения вида СF₃ООOСl, СF₃ООOСF₃

▫ пероксокислоты и их соли (например: H₂CO₄, KHSO₅ и др.)

▫ пероксосольваты, например: Na₂CO₃▪1.5H₂O₂, СО(NH₂)₂▪H₂O₂, Li₂O₂▪2H₂O₂, Na₂O₂▪2H₂O₂▪4H₂O и др.
Примечание.

Пероксосольваты обычно кристаллизуются из водно-пероксидного раствора. Они термически неустойчивы (их распад протекает по двум параллельным направлениям):

▫ отщепление и разложение кристаллизационной H₂O₂

▫ диспропорционирование по схеме:

2(MO₂▪2H₂O₂) → M(О₂)₂ + M(OH)₂ + 3H₂O + 1.5O₂

Соединения характеристические - химические соединения, у которых четко прослеживается взаимосвязь между положением элемента в Периодической системе, характерными для него степенями окисления (подчиняющиеся правилу формальной валентности) и сравнительной устойчивостью в различных условиях. Кислотно-оснóвное взаимодействие между этими соединениями происходит без изменения степени окисления. К характеристическим соединениям относят:

▫ летучие водородные соединения: бром- и иодсодержащие кислоты (HBr, HI) и их соли

▫ гидроксиды (только в водных растворах), например, хрома Сг(ОН)₂

▫ галогениды лития, углерода (формулы СГ₄, где Г - галогенид)

▫ некоторые группы бинарных соединений: сульфиды, нитриды, гидриды и др.

▫ оксиды лантаноидов и некоторые другие оксиды (в частности, высшие солеобразующие оксиды типа СгО)
В характеристических оксидах (например: Li₂O, CaO) преобладает ионно-ковалентная связь, поэтому их можно подразделить на 2 вида:

▫ с преимущественно ионной связью (оксиды металлов)

▫ c преимущественно ковалентной связью (кислотные оксиды, генетически связанные с неметаллами), которые дополнительно можно классифицировать по структурному признаку на координационные и молекулярные (SiO, СO₂)
Не являются характеристическими:

▫ небольшая группа несолеобразующих оксидов (СО, NO, N₂O), так как им нет соответствующих гидроксидов

▫ анионоизбыточные оксиды (например, пероксиды, так как в их структуре присутствуют связи кислород- кислород)

▫ катионоизбыточные оксиды

Соединения электронодефицитные - молекулярные соединения, в которых образуются трехцентровые двухэлектронные связи. Они наиболее характерны для элементов III группы. Например, диборан B₂H₆ имеет 3▪2 + 6▪1 = 12 валентных электронов, а образует всего 8 связей

Соединения электронодостаточные - молекулярные соединения, у которых все валентные электроны центрального атома участвуют в образовании двухцентровых связей. Они наиболее характерны для элементов IV группы (например: метан CH₄, этан C₂H₆, силан SiH₄, герман GeH₄)

Соединения электроноизбыточные - молекулярные соединения, в которых имеются свободные электронные пары. Они наиболее характерны для элементов V, VI и VII групп (например: NH₃, H₂O, HF). Важным свойством электроноизбыточных соединений водорода является способность образовывать водородные связи

Субсоединения - соединения, в состав которых входят группы из связанных друг с другом атомов относительно электроположительных элементов {например: Na₂Cl, Hg₂Cl₂, дециан C₂N₂{N≡C-C≡N} и др.}

Суперионик - соединения как с ионной (например, твердые электролиты), так и со смешанной ионно−электронной проводимостью

Шенúты - двойные сульфаты (комплексные соли общей формулы M₂^(I)M^(II)(SO₄)₂ ▪6H₂O), например:

Rb₂Zn(SO₄)₂▪6H₂O

(NH₄)₂Fe(SO₄)₂▪6H₂O и др.
........................................................................................................

СПИСОК УПОМЯНУТЫХ ТЕРМИНОВ

ОКСИДЫ Амфотерность Ангидриды Гидратация Гидроксиды кислотные Гидроксиды оснόвные Закись Заряд формальный Кислоты бескислородные Недокись Окиси Окислы Оксиды Оксиды амфотерные Оксиды безразличные Оксиды высшие Оксиды двойные Оксиды индифферентные Оксиды ионные Оксиды кислотные Оксиды кластерные Оксиды комплексные Оксиды молекулярные Оксиды несолеобразующие Оксиды низшие Оксиды оснόвные Оксиды промежуточные Оксиды простые Оксиды сложные Оксиды смешанные Оксиды солеобразные Оксиды солеобразующие Оксиды характеристические Перекиси Соединения бинарные Соединения бинарные двойные Соединения бинарные ионные Соединения бинарные смешанные Соли бескислородные Степень окисления Супероксиды Число окислительное

ОСНОВАНИЯ И ЩЕЛОЧИ Гидроксигруппа Гидроксид‒ион Гидроксиды Гидроксиды амфотерные Гидроксиды нейтральные Гидроксиды оснóвные Гидроксилы Гидроксокомплексы Гидроокиси Группа гидроксильная Кислота сопряженная Кислотность оснований Константа кислотности кислоты Константа оснόвности Мета-гидроксиды Оксигруппа Орто-гидроксиды Основание двухкислотное Основание однокислотное Основание трехкислотное Основание четырехкислотное Основания Основания анионные Основания бескислородные Основания ионные Основания катионные Основания кислородсодержащие Основания кислотные Основания комплексные Основания летучие Основания молекулярные Основания нейтральные Основания нелетучие Основания нестабильные Основания сильные Основания слабые Основание сопряженное Основания стабильные Основность среды Сила основания Щелочи

КИСЛОТЫ Гидроксиды (кислотные) Кислота Кислоты гипофосфорная Кислота карборановая Кислота метафосфорная (мета-кислоты) Кислота ортофосфорная (орто-кислоты) Кислота пирофосфорная (пиро-кислоты) Кислоты-окислители Кислота плавиковая Кислота сильная Кислота слабая Кислота соляная Кислота сопряженная Кислота тиосерная Кислота фосфорноватая Кислота хлороводородная Кислотность среды Кислоты анионные Кислоты бескислородные Кислоты бесцветные Кислоты двухоснόвные Кислоты замещенные Кислоты катионные Кислоты кислородсодержащие Кислоты комплексные Кислоты летучие Кислоты многооснόвные Кислоты молекулярные Кислоты нелетучие Кислоты неорганические Кислоты нерастворимые Кислоты нестабильные Кислоты неустойчивые Кислоты однооснόвные Кислоты окрашенные Кислоты простые Кислоты растворимые Кислоты сильные Кислоты слабые Кислоты сложные Кислоты стабильные Кислоты трехоснόвные Кислоты устойчивые Кислоты четырехоснόвные Кислоты шестиоснóвные Константа диссоциации Константа кислотности Мета-кислоты Оксо-кислоты Орто-кислоты Оснόвность кислот Остаток кислотный Пара сопряженная Псевдокислота Сверхкислота Сила кислоты Суперкислота Тиокислоты Царская водка

СОЛИ Бинарные соединения Вода кристаллизационная Гидроксосоли Гидролиз полный Гидролиз совместный Гидролиз солей Гидросоли Константа ассоциации Константа гидролиза Константа диссоциации Константа ионизации Константа равновесия Кристаллогидраты Неэлектролиты Полусоли Полусоли кислотообразующие Полусоли металлоподобные Реакция гидролитическая Соли Соли аммиачные Соли бескислородные Соли бинарные Соли внутренние Соли гидратные Соли двойные Соли двухзамещенные Соли кислородсодержащие Соли кислые Соли ковалентные Соли комплексные Соли комплексные ионные Соли неметаллические Соли нормальные Соли однозамещенные Соль ониевая Соли оснόвные Соли смешанные Соли средние Соли трехзамещенные Степень гидролиза Формула соли

ПРОЧИЕ СОЕДИНЕНИЯ Аддукты Бертоллиды Бораны Гидриды Гидриды бинарные Гидриды ионные Гидриды ковалентные Гидриды комплексные Гидриды летучие Гидриды металлические Гидриды металлоподобные Гидриды простые Гидриды солеобразные Гипероксиды Дальтониды Известь гашеная Известь негашеная Изоперсоединения Интерметаллиды Карбиды Квасцы Кислород активный Кислоты 'жесткие' Кислоты 'мягкие' Межметаллоиды Надкислоты Надпероксиды Натрия бикарбонат Натрия гидроксид Натрия карбонат Натрия пероксид Нашатырь Нитраты Нитриты Озониды Оксид углерода Основания 'жесткие' Основания 'мягкие' Перекись Пероксиды Пероксокислоты Персоединения Селитра аммиачная Селоиды Сода каустическая Сода пищевая Соединения бинарные Соединения дикислородные Соединения многоэлементные Соединения нуль-валентные Соединения пероксидные Соединения пероксидные ионные Соединения пероксидные ковалентные Соединения характеристические Соединения электронодефицитные Соединения электронодостаточные Соединения электроноизбыточные Субсоединения Суперионик Супероксиды Шенúты

© Copyright Анемов Евгений Михайлович (lemisko@mail.ru) Размещен: 08/05/2012, изменен: 08/05/2012. 196k. Статистика. Справочник: Естествознание химия Иллюстрации/приложения: 2 шт.
Аннотация: Базовая терминология по химическим соединениям (оксидам, основаниям, кислотам, солям, бинарным соединениям).

Анемов Евгений Михайлович: другие произведения.

Химические соединения. Базовая терминология

ОКСИДЫ, ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ, СОЛИ, БИНАРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

ОКСИДЫ

ОСНОВАНИЯ И ЩЕЛОЧИ

КИСЛОТЫ