soolad - kompleksained, mis koosnevad metalliaatomitest ja happejääkidest. See on kõige arvukam anorgaaniliste ühendite klass.

Klassifikatsioon. Koostise ja omaduste järgi: keskmine, hapu, aluseline, kahekordne, segatud, kompleksne

Keskmised soolad on mitmealuselise happe vesinikuaatomite täieliku asendamise saadused metalliaatomitega.

Dissotsieerumisel tekivad ainult metalli katioonid (või NH 4 +). Näiteks:

Na2SO4® 2Na + +SO

CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -

Happe soolad on mitmealuselise happe vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused metalliaatomitega.

Dissotsieerumisel annavad nad metallikatioone (NH 4 +), vesinikioone ja happejäägi anioone, näiteks:

NaHCO 3 ® Na + + HCO « H + + CO .

Aluselised soolad on OH-rühmade mittetäieliku asendusproduktid - happeliste jääkide vastav alus.

Dissotsiatsioonil tekivad metallikatioonid, hüdroksüülanioonid ja happejääk.

Zn(OH)Cl ® + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl - .

topeltsoolad sisaldavad kahte metallikatiooni ja dissotsiatsioonil annavad kaks katiooni ja ühe aniooni.

KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO

Komplekssed soolad sisaldavad keerulisi katioone või anioone.

Br ® + + Br - « Ag + +2 NH 3 + Br -

Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -

Geneetiline seos erinevate ühendite klasside vahel

EKSPERIMENTAALNE OSA

Varustus ja riistad: statiiv katseklaasidega, pesumasin, piirituslamp.

Reaktiivid ja materjalid: punane fosfor, tsinkoksiid, Zn graanulid, kustutatud lubjapulber Ca (OH) 2, 1 mol / dm 3 NaOH, ZnSO 4, CuSO 4, AlCl 3, FeCl 3, HCl, H 2 SO 4, universaalne indikaatorpaber, fenoolftaleiini lahus, metüülapelsin, destilleeritud vesi.

Töökäsk

1. Valage tsinkoksiid kahte katseklaasi; lisada ühele happelahus (HCl või H 2 SO 4), teisele leeliselahus (NaOH või KOH) ja kuumutada veidi alkohollambil.

Tähelepanekud: Kas tsinkoksiid lahustub happe ja leelise lahuses?

Kirjutage võrrandid

Järeldused: 1. Mis tüüpi oksiididesse ZnO kuulub?

2. Milliseid omadusi omavad amfoteersed oksiidid?

Hüdroksiidide valmistamine ja omadused

2.1. Kastke universaalse indikaatorriba ots leeliselahusesse (NaOH või KOH). Võrrelge saadud indikaatoririba värvi standardse värvikaardiga.

Tähelepanekud: Registreerige lahuse pH väärtus.

2.2. Võtke neli katseklaasi, valage esimesse 1 ml ZnSO 4 lahust, teise СuSO 4, kolmandasse AlCl 3, neljandasse FeCl 3. Lisage igasse katsutisse 1 ml NaOH lahust. Kirjutage toimuvate reaktsioonide tähelepanekud ja võrrandid.

Tähelepanekud: Kas soolalahusele leelise lisamisel tekib sadenemine? Täpsustage sademe värvus.

Kirjutage võrrandid käimasolevad reaktsioonid (molekulaarsel ja ioonsel kujul).

Järeldused: Kuidas saab metallihüdroksiide?

2.3. Viige pool katses 2.2 saadud sademest teistesse katseklaasidesse. Sademe ühes osas toimige H 2 SO 4 lahusega, teisel - NaOH lahusega.

Tähelepanekud: Kas sade lahustub, kui sademele lisada leelist ja hapet?

Kirjutage võrrandid käimasolevad reaktsioonid (molekulaarsel ja ioonsel kujul).

Järeldused: 1. Mis tüüpi hüdroksiidid on Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Сu (OH) 2, Fe (OH) 3?

2. Milliseid omadusi omavad amfoteersed hüdroksiidid?

Soolade saamine.

3.1. Valage katseklaasi 2 ml CuSO 4 lahust ja laske puhastatud küüs sellesse lahusesse. (Reaktsioon on aeglane, muutused küüne pinnal ilmnevad 5-10 minuti pärast).

Tähelepanekud: Kas küüne pinnal on mingeid muutusi? Mida hoiustatakse?

Kirjutage redoksreaktsiooni võrrand.

Järeldused: Võttes arvesse mitmeid metallide pingeid, märkige soolade saamise meetod.

3.2. Asetage üks tsingigraanul katseklaasi ja lisage HCl lahus.

Tähelepanekud: Kas toimub gaasi eraldumine?

Kirjutage võrrand

Järeldused: seletama nii soolade saamine?

3.3. Valage katseklaasi veidi kustutatud lubja Ca (OH) 2 pulbrit ja lisage HCl lahus.

Tähelepanekud: Kas toimub gaasi evolutsioon?

Kirjutage võrrand käimasolev reaktsioon (molekulaarsel ja ioonsel kujul).

Järeldus: 1. Mis tüüpi reaktsioon on hüdroksiidi ja happe vastastikmõju?

2. Millised ained on selle reaktsiooni produktid?

3.5. Valage 1 ml soolalahust kahte katseklaasi: esimeses - vasksulfaat, teises - koobaltkloriid. Lisa mõlemasse torusse tilk tilga haaval naatriumhüdroksiidi lahust kuni sademe moodustumiseni. Seejärel lisage mõlemasse katseklaasi liig leelist.

Tähelepanekud: Märkige sademete värvimuutused reaktsioonides.

Kirjutage võrrand käimasolev reaktsioon (molekulaarsel ja ioonsel kujul).

Järeldus: 1. Milliste reaktsioonide tulemusena tekivad aluselised soolad?

2. Kuidas saab aluselisi sooli muuta keskmisteks sooladeks?

Juhtimisülesanded:

1. Loetletud ainete hulgast kirjuta välja soolade, aluste, hapete valemid: Ca (OH) 2, Ca (NO 3) 2, FeCl 3, HCl, H 2 O, ZnS, H 2 SO 4, CuSO 4, KOH
Zn(OH)2, NH3, Na2CO3, K3PO4.

2. Täpsustage loetletud ainetele vastavad oksiidivalemid H 2 SO 4, H 3 AsO 3, Bi (OH) 3, H 2 MnO 4, Sn (OH) 2, KOH, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, Ge(OH)4.

3. Millised hüdroksiidid on amfoteersed? Kirjutage alumiiniumhüdroksiidi ja tsinkhüdroksiidi amfoteersust iseloomustavad reaktsioonivõrrandid.

4. Millised järgmistest ühenditest interakteeruvad paarikaupa: P 2 O 5, NaOH, ZnO, AgNO 3, Na 2 CO 3, Cr(OH) 3, H 2 SO 4. Koostage võimalike reaktsioonide võrrandid.

Laboratoorsed tööd Nr 2 (4 tundi)

Teema: Katioonide ja anioonide kvalitatiivne analüüs

Sihtmärk: valdama katioonide ja anioonide kvalitatiivsete ja grupireaktsioonide läbiviimise tehnikat.

TEOREETILINE OSA

Kvalitatiivse analüüsi põhiülesanne on luua keemiline koostis erinevates objektides leiduvad ained (bioloogilised materjalid, ravimid, toit, keskkonnaobjektid). Käesolevas artiklis käsitleme kvalitatiivset analüüsi anorgaanilised ained, mis on elektrolüüdid, st tegelikult ioonide kvalitatiivne analüüs. Esinevate ioonide hulgast valiti välja meditsiinilises ja bioloogilises mõttes olulisemad: (Fe 3+, Fe 2+, Zn 2+, Ca 2+, Na +, K +, Mg 2+, Cl -, PO, CO jne). Paljud neist ioonidest on osa erinevatest ravimid ja toit.

Kvalitatiivses analüüsis ei kasutata kõiki võimalikke reaktsioone, vaid ainult neid, millega kaasneb selge analüütiline efekt. Levinumad analüütilised efektid on: uue värvi ilmumine, gaasi eraldumine, sademe teke.

Kvalitatiivse analüüsi jaoks on kaks põhimõtteliselt erinevat lähenemisviisi: murdosaline ja süstemaatiline . Süstemaatilises analüüsis kasutatakse rühmareagente tingimata olemasolevate ioonide eraldamiseks eraldi rühmadesse ja mõnel juhul alarühmadesse. Selleks viiakse osa ioone üle lahustumatute ühendite koostisesse ja osa ioone jäetakse lahusesse. Pärast sademe lahusest eraldamist analüüsitakse neid eraldi.

Näiteks lahuses on A1 3+, Fe 3+ ja Ni 2+ ioone. Kui see lahus puutub kokku leelise liiaga, sadestub Fe (OH) 3 ja Ni (OH) 2 sade ning lahusesse jäävad ioonid [A1 (OH) 4]. Raua ja nikli hüdroksiide sisaldav sade lahustub ammoniaagiga töötlemisel osaliselt 2+ lahusele ülemineku tõttu. Nii saadi kahe reagendi - leelise ja ammoniaagi abil kaks lahust: üks sisaldas ioone [А1(OH) 4 ] -, teine ​​ioone 2+ ja Fe(OH) 3 sade. Iseloomulike reaktsioonide abil tõestatakse teatud ioonide olemasolu lahustes ja sademes, mis tuleb esmalt lahustada.

Süstemaatilist analüüsi kasutatakse peamiselt ioonide tuvastamiseks keerukates mitmekomponentsetes segudes. See on väga aeganõudev, kuid selle eelis seisneb kõigi toimingute lihtsas vormistamises, mis sobivad selgesse skeemi (metoodika).

Fraktsionaalseks analüüsiks kasutatakse ainult iseloomulikke reaktsioone. On ilmne, et teiste ioonide olemasolu võib reaktsiooni tulemusi oluliselt moonutada (värvide üksteise peale kandmine, soovimatud sademed jne). Selle vältimiseks kasutatakse fraktsionaalanalüüsis peamiselt väga spetsiifilisi reaktsioone, mis annavad analüütilise efekti väikese arvu ioonidega. Edukate reaktsioonide jaoks on väga oluline säilitada teatud tingimused, eriti pH. Väga sageli tuleb fraktsionaalanalüüsis kasutada maskeerimist, st ioonide muundamist ühenditeks, mis ei ole võimelised valitud reagendiga analüütilist efekti tekitama. Näiteks kasutatakse nikliiooni tuvastamiseks dimetüülglüoksiimi. Sarnane analüütiline toime selle reagendiga annab Fe 2+ iooni. Ni 2+ tuvastamiseks muudetakse Fe 2+ ioon stabiilseks fluoriidikompleksiks 4- või oksüdeeritakse näiteks vesinikperoksiidiga Fe 3+-ks.

Ioonide tuvastamiseks lihtsamates segudes kasutatakse fraktsioonianalüüsi. Analüüsi aeg väheneb oluliselt, kuid see eeldab eksperimenteerijalt sügavamaid teadmisi voolumustrite kohta keemilised reaktsioonid, kuna ühe konkreetse tehnika puhul on üsna raske arvestada kõiki võimalikke juhtumeid, kus ioonid mõjutavad vaadeldavate analüütiliste mõjude olemust.

Analüütilises praktikas nn murdosaline süstemaatiline meetod. Selle lähenemisviisi korral kasutatakse minimaalset rühmareaktiivide arvu, mis võimaldab visandada analüüsi taktikat üldiselt, mis seejärel viiakse läbi murdosa meetodil.

Analüütiliste reaktsioonide läbiviimise tehnika järgi eristatakse reaktsioone: settelised; mikrokristalloskoopiline; millega kaasneb gaasiliste toodete eraldumine; teostatakse paberil; kaevandamine; värvilised lahustes; leegi värvimine.

Settereaktsioonide läbiviimisel tuleb tähele panna sademe värvust ja olemust (kristalliline, amorfne), vajadusel tehakse lisakatsed: kontrollitakse sademe lahustuvust tugevates ja nõrgad happed, leelised ja ammoniaak, liigne reaktiiv. Reaktsioonide läbiviimisel, millega kaasneb gaasi eraldumine, märgitakse selle värv ja lõhn. Mõnel juhul tehakse täiendavaid katseid.

Näiteks kui eeldada, et eraldunud gaas on süsinikmonooksiid (IV), juhitakse see läbi liigse lubjavee.

Fraktsionaalses ja süstemaatilises analüüsis kasutatakse laialdaselt reaktsioone, milles ilmneb uus värv, enamasti on need kompleksi moodustumise reaktsioonid või redoksreaktsioonid.

Mõnel juhul on selliseid reaktsioone mugav läbi viia paberil (tilkreaktsioonid). Reaktiivid, mis tavatingimustes ei lagune, kantakse paberile eelnevalt. Seega kasutatakse vesiniksulfiidi või sulfiidiioonide tuvastamiseks plii nitraadiga immutatud paberit [mustumine toimub plii (II) sulfiidi moodustumise tõttu]. Paljud oksüdeerivad ained tuvastatakse tärklise joodpaberi abil, st. kaaliumjodiidi ja tärklise lahustega immutatud paber. Enamasti kantakse paberile reaktsiooni käigus vajalikud reaktiivid, näiteks A1 3+ iooniks alisariin, Cu 2+ iooniks kupron jne. Värvuse parandamiseks kasutatakse mõnikord ekstraheerimist orgaanilisse lahustisse. . Eelkatseteks kasutatakse leegi värvireaktsioone.

Lubage mul lühidalt meelde tuletada konkreetseid näiteid kuidas soolasid õigesti nimetada.

Näide 1. Sool K 2 SO 4 moodustub ülejäänud väävelhappest (SO 4) ja metallist K. Väävelhappe sooli nimetatakse sulfaatideks. K 2 SO 4 - kaaliumsulfaat.

Näide 2. FeCl 3 - soola koostis sisaldab rauda ja ülejäänud vesinikkloriidhapet (Cl). Soola nimetus: raud(III)kloriid. Pange tähele: sisse sel juhul me ei pea mitte ainult metalli nimetama, vaid näitama ka selle valentsi (III). Eelmises näites polnud see vajalik, kuna naatriumi valents on konstantne.

Tähtis: soola nimetuses tuleks metalli valentsus märkida ainult siis, kui sellel metallil on muutuv valents!

Näide 3. Ba (ClO) 2 - soola koostis sisaldab baariumi ja ülejäänud osa hüpokloorhapet (ClO). Soola nimi: baariumhüpoklorit. Ba metalli valents kõigis selle ühendites on kaks, seda pole vaja näidata.

Näide 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 rühma nimetatakse ammooniumiks, selle rühma valents on konstantne. Soola nimi: ammooniumdikromaat (bikromaat).

Eeltoodud näidetes kohtasime ainult nn. keskmised või tavalised soolad. Siin ei käsitleta happelisi, aluselisi, kaksik- ja komplekssooli, orgaaniliste hapete sooli.

Kui olete huvitatud mitte ainult soolade nomenklatuurist, vaid ka nende saamise viisidest ja Keemilised omadused, soovitan viidata keemia teatmeteose vastavatele jaotistele: "

soola – ained, mida võib pidada vesinikuaatomite asendusproduktiks happes metalliaatomite või aatomite rühmaga. Seal on 5 tüüpi sooli: keskmine (normaalne), happeline, aluseline, kahekordne, kompleksne, erinevad dissotsiatsiooni käigus tekkinud ioonide olemuse poolest.

1.Keskmised soolad on vesinikuaatomite täieliku asendamise produktid molekulis happed. Soola koostis: katioon - metalliioon, anioon - happejäägi ioon Na 2 CO 3 - naatriumkarbonaat

Na 3 PO 4 - naatriumfosfaat

Na 3 RO 4 \u003d 3Na + + RO 4 3-

katiooni anioon

2. Happesoolad - vesinikuaatomite mittetäieliku asendusproduktid happemolekulis. Anioon sisaldab vesinikuaatomeid.

NaH 2 RO 4 \u003d Na + + H 2 RO 4 -

Divesinikfosfaatkatiooni anioon

Happesoolad annavad ainult mitmealuselisi happeid, kusjuures alust võetakse ebapiisavas koguses.

H 2 SO 4 + NaOH \u003d NaHS04 + H 2 O

hüdrosulfaat

Leelise liia lisamisega saab happesoola muuta keskkonnaks

NaHS04 + NaOH \u003d Na2SO4 + H2O

3. Aluselised soolad - aluse hüdroksiidioonide mittetäieliku asendusproduktid happejääk. Katioon sisaldab hüdroksorühma.

CuOHCl=CuOH + +Cl -

hüdroksokloriidi katiooni anioon

Aluselisi sooli saavad moodustada ainult polühappealused.

(mitmeid hüdroksüülrühmi sisaldavad alused), kui nad interakteeruvad hapetega.

Cu(OH)2 + HCl \u003d CuOHCl + H2O

Aluselise soola saate muuta keskmiseks, toimides sellele happega:

CuOHCl + HCl \u003d CuCl 2 + H 2 O

4. Topeltsoolad - need sisaldavad mitme metalli katioone ja ühe happe anioone

KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

kaaliumalumiiniumsulfaat

Iseloomulikud omadused kõik käsitletavad soolatüübid on: vahetusreaktsioonid hapete, leeliste ja üksteisega.

Soolade nimetamiseks kasutada vene ja rahvusvahelist nomenklatuuri.

Soola venekeelne nimetus koosneb happe nimetusest ja metalli nimetusest: CaCO 3 – kaltsiumkarbonaat.

Happeliste soolade jaoks lisatakse "happeline" lisand: Ca (HCO 3) 2 - happeline kaltsiumkarbonaat. Aluseliste soolade nimetuses on lisand "aluseline": (СuOH) 2 SO 4 - aluseline vasksulfaat.

Kõige levinum on rahvusvaheline nomenklatuur. Soola nimetus selle nomenklatuuri järgi koosneb aniooni nimest ja katiooni nimetusest: KNO 3 - kaaliumnitraat. Kui metallil on ühendis erinev valents, märgitakse see sulgudes: FeSO 4 - raudsulfaat (III).

Hapnikku sisaldavate hapete soolade puhul lisatakse nimetusse järelliide “at”, kui hapet moodustav element on kõrgeima valentsiga: KNO 3 - kaaliumnitraat; järelliide "see", kui hapet moodustaval elemendil on madalam valents: KNO 2 - kaaliumnitrit. Juhtudel, kui hapet moodustav element moodustab happeid rohkem kui kahes valentsolekus, kasutatakse alati järelliidet "at". Veelgi enam, kui see näitab kõrgeimat valentsust, lisage eesliide "per". Näiteks: KClO 4 - kaaliumperkloraat. Kui hapet moodustav element moodustab madalama valentsi, kasutatakse järelliidet "see", millele on lisatud eesliide "hypo". Näiteks: KClO – kaaliumhüpoklorit. Erinevat kogust vett sisaldavate hapetega moodustunud soolade puhul lisatakse eesliited "meta" ja "orto". Näiteks: NaPO 3 - naatriummetafosfaat (metafosforhappe sool), Na 3 PO 4 - naatriumortofosfaat (ortofosforhappe sool). Happesoola nimetusse lisatakse eesliide "hüdro". Näiteks: Na 2 HPO 4 - naatriumvesinikfosfaat (kui anioonis on üks vesinikuaatom) ja eesliide "hüdro" kreeka numbriga (kui vesinikuaatomeid on rohkem kui üks) -NaH 2 PO 4 - naatriumdivesinik fosfaat. Aluseliste soolade nimetustesse lisatakse eesliide "hüdrokso". Näiteks: FeOHCl - hüdroksiidraudkloriid (P).

5. Komplekssoolad - ühendid, mis moodustavad dissotsiatsiooni käigus kompleksioone (laetud komplekse). Komplekssete ioonide kirjutamisel on tavaks panna need nurksulgudesse. Näiteks:

Ag (NH 3) 2  Cl \u003d Ag (NH 3) 2  + + Cl -

K 2 PtCl 6  \u003d 2K + + PtCl 6  2-

A. Werneri pakutud ideede kohaselt eristatakse kompleksühendis sise- ja välissfääri. Nii näiteks koosneb vaadeldavate kompleksühendite sisesfäär kompleksioonidest Ag (NH 3) 2  + ja PtCl 6  2- ning välissfääri vastavalt Cl - ja K + . Sisemise sfääri keskaatomit või iooni nimetatakse kompleksimoodustajaks. Kavandatavates ühendites on need Ag +1 ja Pt +4. Kompleksi moodustava aine ümber koordineeritud vastasmärgiga molekulid või ioonid on ligandid. Vaadeldavates ühendites on need 2NH 3 0 ja 6Cl -. Kompleksse iooni ligandide arv määrab selle koordinatsiooniarvu. Kavandatud ühendites on see vastavalt 2 ja 6.

Elektrilaengu märgi järgi eristatakse komplekse

1.Katioonne (koordinatsioon neutraalsete molekulide positiivse iooni ümber):

Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1; Al +3 (H 2 O 0) 6  Cl 3 -1

2.Anioonsed (koordinatsioon kompleksimoodustaja ümber ligandi positiivses oksüdatsiooniseisundis, millel on negatiivne aste oksüdatsioon):

K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; K 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6 

3. Neutraalsed kompleksid - ilma välissfäärita kompleksühendidPt + (NH 3 0) 2 Cl 2 -  0. Erinevalt anioonsete ja katioonsete kompleksidega ühenditest ei ole neutraalsed kompleksid elektrolüüdid.

Kompleksühendite dissotsiatsioon nimetatakse sise- ja välissfääriks esmane . See voolab peaaegu täielikult nagu tugevad elektrolüüdid.

Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4  +2 + 2Cl ─

K 3 Fe(CN) 6 → 3 K + +Fe(CN) 6  3 ─

Kompleks ioon (laetud kompleks) kompleksühendis moodustab see sisemise koordinatsioonisfääri, ülejäänud ioonid välissfääri.

K 3 kompleksühendis on kompleksi moodustavast ainest - Fe 3+ ioonist ja ligandidest - CN ─ ioonidest koosnev 3-kompleksiioon ühendi sisesfäär ja K + ioonid moodustavad välissfääri.

Kompleksi sisesfääris paiknevad ligandid seotakse kompleksi moodustava ainega palju tugevamini ja nende lõhustumine dissotsiatsiooni käigus toimub vaid vähesel määral. Kompleksühendi sisesfääri pöörduvat dissotsiatsiooni nimetatakse teisejärguline .

Fe(CN) 6  3 ─ Fe 3+ + 6CN ─

Kompleksi sekundaarne dissotsiatsioon toimub vastavalt nõrkade elektrolüütide tüübile. Kompleksiooni dissotsiatsioonil tekkinud osakeste laengute algebraline summa on võrdne kompleksi laenguga.

Keeruliste ühendite ja ka tavaliste ainete nimetused on moodustatud katioonide venekeelsetest ja anioonide ladinakeelsetest nimedest; nii nagu tavalistes ainetes, nimetatakse kompleksühendites esimesena aniooni. Kui anioon on kompleksne, moodustatakse selle nimi ligandide nimedest, mille lõpp on “o” (Cl - - kloro, OH - hüdrokso jne) ja kompleksimoodustaja ladinakeelsest nimetusest järelliitega “at”; ligandide arv on tavaliselt tähistatud vastava numbriga. Kui kompleksimoodustaja on element, millel on muutuv oksüdatsiooniaste, on oksüdatsiooniastme arvväärtus, nagu tavaliste ühendite nimedes, tähistatud sulgudes oleva rooma numbriga.

Näide: kompleksse aniooniga kompleksühendite nimetused.

K 3 – kaaliumheksatsüanoferraat (III)

Komplekssed katioonid sisaldavad enamikul juhtudel ligandidena neutraalseid vee H 2 O molekule, mida nimetatakse "aquaks" või ammoniaagiks NH 3, mida nimetatakse "ammiiniks". Esimesel juhul nimetatakse kompleksseid katioone akvakompleksideks, teisel - ammoniaatideks. Komplekskatiooni nimi koosneb ligandide nimest, mis näitab nende arvu, ja kompleksimoodustaja venekeelsest nimetusest, vajadusel koos näidatud selle oksüdatsiooniastme väärtusega.

Näide: kompleksse katiooniga kompleksühendite nimetused.

Cl 2 - tetramiintsinkkloriid

Hoolimata nende stabiilsusest võivad kompleksid hävida reaktsioonides, mille käigus ligandid seotakse veelgi stabiilsemateks nõrgalt dissotsieeruvateks ühenditeks.

Näide: Hüdroksokompleksi hävitamine happe toimel nõrgalt dissotsieeruvate H 2 O molekulide moodustumise tõttu.

K 2 + 2H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2 H 2 O.

Kompleksühendi nimi nad algavad sisemise sfääri koostisega, seejärel nimetavad nad keskse aatomi ja selle oksüdatsiooniastme.

Sisemises sfääris nimetatakse anioonid esmalt, lisades ladinakeelsele nimele lõpu "o".

F -1 - fluoro Cl - - kloroCN - - tsüanoSO 2 -2 - sulfito

OH - - hüdroksoNO 2 - - nitrit jne.

Siis nimetatakse neutraalseid ligande:

NH3 - amiin H2O - vesi

Ligandide arv on tähistatud kreeka numbritega:

I - mono (reeglina pole märgitud), 2 - di, 3 - kolm, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - heksa. Järgmisena lähevad nad üle keskse aatomi (kompleksmoodustaja) nimetuse juurde. See võtab arvesse järgmist:

Kui kompleksimoodustaja on osa katioonist, kasutatakse elemendi venekeelset nimetust ja selle oksüdatsiooniaste on näidatud sulgudes rooma numbritega;

Kui kompleksimoodustaja on aniooni osa, kasutatakse elemendi ladinakeelset nimetust, selle ette näidatakse selle oksüdatsiooniaste ja lõppu lisatakse lõpp - “at”.

Pärast sisesfääri tähistust märkige välissfääris asuvad katioonid või anioonid.

Kompleksühendi nimetuse moodustamisel tuleb meeles pidada, et selle koostist moodustavad ligandid võivad olla segatud: elektriliselt neutraalsed molekulid ja laetud ioonid; või erinevat tüüpi laetud ioonid.

Ag +1 NH 3  2 Cl – diamiin-hõbe(I)kloriid

K 3 Fe +3 CN 6 - heksatsüano (Ш) kaaliumferraat

NH 4  2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – dihüdroksotetrakloro (IV) ammooniumplatinaat

Pt +2 NH 3  2 Cl 2 -1  o - diamiindikloriid-plaatina x)

X) neutraalsetes kompleksides esitatakse kompleksimoodustaja nimetus nimetavas käändes

Nimetatakse aineid, mis lahuses dissotsieeruvad, moodustades vesinikioone.

Happed klassifitseeritakse nende tugevuse, aluselisuse ja hapniku olemasolu või puudumise järgi happe koostises.

Tugevuse järgihapped jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Kõige tähtsam tugevad happed- lämmastik HNO 3 , väävelhape H 2 SO 4 ja vesinikkloriid HCl .

Hapniku olemasolu tõttu eristada hapnikku sisaldavaid happeid ( HNO3, H3PO4 jne) ja anoksiidhapped ( HCl, H2S, HCN jne).

Põhimõtteliselt, st. Vastavalt vesinikuaatomite arvule happemolekulis, mida saab soola moodustamiseks asendada metalliaatomitega, jagatakse happed ühealuselisteks (näiteks HNO 3, HCl), kahealuseline (H 2 S, H 2 SO 4), kolmealuseline (H 3 PO 4 ) jne.

Hapnikuvabade hapete nimetused on tuletatud mittemetalli nimest, millele on lisatud lõpp -vesinik: HCl - vesinikkloriidhape, H2S e - hüdroseleenhape, HCN - vesiniktsüaniidhape.

Hapnikku sisaldavate hapete nimetused on samuti moodustatud vastava elemendi venekeelsest nimetusest, millele on lisatud sõna "hape". Samal ajal lõpeb happe nimi, milles element on kõrgeimas oksüdatsiooniastmes, näiteks "naya" või "ova", H2SO4 - väävelhape, HClO4 - perkloorhape, H3AsO4 - arseenhape. Hapet moodustava elemendi oksüdatsiooniastme vähenemisega muutuvad lõpud järgmises järjestuses: “ovaalne” ( HClO 3 - kloorhape), "puhas" ( HClO 2 - kloorhape), "kõikuv" ( H O Cl - hüpokloorhape). Kui element moodustab happeid, olles ainult kahes oksüdatsiooniastmes, siis elemendi madalaimale oksüdatsiooniastmele vastava happe nimetus saab lõpu "puhas" ( HNO3 - lämmastikhape, HNO 2 - dilämmastikhape).

Tabel - Asendatavad happed ja nende soolad

Hapete saamine

1. Anoksiidhappeid võib saada mittemetallide otsesel kombineerimisel vesinikuga:

H2 + Cl2 → 2HCl,

H2 + S H2S.

2. Hapnikku sisaldavaid happeid võib sageli saada happeoksiidide otsesel kombineerimisel veega:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4,

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3,

P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3.

3. Nii hapnikuvabu kui ka hapnikku sisaldavaid happeid võib saada soolade ja teiste hapete vaheliste vahetusreaktsioonidega:

BaBr 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS,

CaCO 3 + 2HBr \u003d CaBr 2 + CO 2 + H 2 O.

4. Mõnel juhul võib hapete saamiseks kasutada redoksreaktsioone:

H 2 O 2 + SO 2 \u003d H 2 SO 4,

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO.

Hapete keemilised omadused

1. Hapete kõige iseloomulikum keemiline omadus on nende võime reageerida alustega (samuti aluseliste ja amfoteersete oksiididega), moodustades sooli, näiteks:

H2SO4 + 2NaOH \u003d Na2SO4 + 2H2O,

2HNO 3 + FeO \u003d Fe (NO 3) 2 + H 2 O,

2 HCl + ZnO \u003d ZnCl 2 + H 2 O.

2. Võimalus suhelda teatud metallidega pingereas kuni vesinikuni, vesiniku vabanemisega:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H2,

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2.

3. Sooladega, kui tekib halvasti lahustuv sool või lenduv aine:

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,

2HCl + Na 2 CO 3 \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2,

2KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2SO 2+ 2H2O.

Pange tähele, et mitmealuselised happed dissotsieeruvad etappide kaupa ja dissotsiatsiooni lihtsus igas etapis väheneb, seetõttu moodustuvad mitmealuseliste hapete puhul keskmiste soolade asemel sageli happesoolad (reageeriva happe liia korral):

Na 2 S + H 3 PO 4 \u003d Na 2 HPO 4 + H 2 S,

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.

4. Happe-aluse interaktsiooni erijuhtum on hapete reaktsioon indikaatoritega, mis toob kaasa värvimuutuse, mida on pikka aega kasutatud hapete kvalitatiivseks tuvastamiseks lahustes. Niisiis muudab lakmus värvi happelises keskkonnas punaseks.

5. Kuumutamisel lagunevad hapnikku sisaldavad happed oksiidiks ja veeks (eelistatavalt vett eemaldava aine juuresolekul P2O5):

H 2 SO 4 \u003d H 2 O + SO 3,

H 2 SiO 3 \u003d H 2 O + SiO 2.

M.V. Andriukhova, L.N. Borodin