Безкисневі: | Основність | Назва солі |
HCl - хлористоводнева (соляна) | одноосновна | хлорид |
HBr - бромистоводнева | одноосновна | бромід |
HI - йодистоводнева | одноосновна | йодид |
HF - фтористоводнева (плавикова) | одноосновна | фторид |
H 2 S - сірководнева | двоосновна | сульфід |
Кисневмісні: | ||
HNO 3 – азотна | одноосновна | нітрат |
H 2 SO 3 - сірчиста | двоосновна | сульфіт |
H 2 SO 4 – сірчана | двоосновна | сульфат |
H 2 CO 3 - вугільна | двоосновна | карбонат |
H 2 SiO 3 - кремнієва | двоосновна | силікат |
H 3 PO 4 - ортофосфорна | триосновна | ортофосфат |
Солі –складні речовини, що складаються з атомів металу та кислотних залишків. Це найчисленніший клас неорганічних сполук.
Класифікація.За складом та властивостями: середні, кислі, основні, подвійні, змішані, комплексні
Середні соліє продуктами повного заміщення атомів водню багатоосновної кислоти на атоми металу.
При дисоціації дають лише катіони металу (або NH 4+). Наприклад:
Na 2 SO 4 ® 2Na + +SO
CaCl 2 ® Ca 2+ + 2Cl -
Кислі соліє продуктами неповного заміщення атомів водню багатоосновної кислоти на атоми металу.
При дисоціації дають катіони металу (NH 4 +), іони водню та аніони кислотного залишку, наприклад:
NaHCO 3 ® Na + + HCO «H++CO.
Основні соліє продуктами неповного заміщення груп OH - відповідної основи кислотні залишки.
При дисоціації дають катіони металу, аніони гідроксилу та кислотного залишку.
Zn(OH)Cl ® + + Cl - «Zn 2+ + OH - + Cl - .
Подвійні солімістять два катіони металу і при дисоціації дають два катіони і один аніон.
KAl(SO 4) 2 ® K + + Al 3+ + 2SO
Комплексні солімістять комплексні катіони або аніони.
Br ® + + Br - Ag + +2 NH 3 + Br -
Na ® Na + + - « Na + + Ag + + 2 CN -
Генетичний зв'язок між різними класами сполук
ЕКСПЕРИМЕНТАЛЬНА ЧАСТИНА
Обладнання та посуд: штатив із пробірками, промивалка, спиртування.
Реактиви та матеріали: червоний фосфор,оксид цинку, гранули Zn, порошок гашеного вапна Ca(OH) 2 , 1 моль/дм 3 розчини NaOH, ZnSO 4 , СуSO 4 , AlCl 3 , FeCl 3 , HСl, H 2 SO 4 , універсальний індикаторний папір фенолфталеїну, метилоранжу, дистильована вода.
Порядок виконання роботи
1. Оксид цинку насипати у дві пробірки; в одну додати розчин кислоти (HCl або H 2 SO 4) в іншу розчин лугу (NaOH або KOH) і трохи нагріти на спиртовці.
Спостереження:Чи відбувається розчинення оксиду цинку в розчині кислоти та лугу?
Написати рівняння
Висновки: 1.До якого типу оксидів належить ZnO?
2. Які властивості мають амфотерні оксиди?
Одержання та властивості гідроксидів
2.1. У розчин лугу (NaOH або KOH) опустити кінчик універсальної індикаторної смужки. Порівняти отриманий колір індикаторної смужки зі стандартною шкалою кольорів.
Спостереження:Записати значення рН розчину.
2.2. Взяти чотири пробірки, налити в першу 1 мл розчину ZnSO 4 в другу - СуSO 4 в третю - AlCl 3 в четверту - FeCl 3 . У кожну пробірку додати 1 мл розчину NaOH. Написати спостереження та рівняння реакцій, що відбуваються.
Спостереження:Чи відбувається випадання осаду при додаванні лугу до розчину солі? Вкажіть колір осаду.
Написати рівнянняреакцій, що відбуваються (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновки:Якими способами можуть бути одержані гідроксиди металів?
2.3. Половину опадів, отриманих у досвіді 2.2., перенести на інші пробірки. На одну частину осаду подіяти розчином H 2 SO 4 на іншу розчином NaOH.
Спостереження:Чи відбувається розчинення опадів при додаванні лугу та кислоти до опадів?
Написати рівнянняреакцій, що відбуваються (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновки: 1.До якого типу гідроксидів відносяться Zn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Сu(OH) 2 , Fe(OH) 3 ?
2. Які властивості мають амфотерні гідроксиди?
Одержання солей.
3.1. У пробірку налити 2 мл розчину CuSO 4 і опустити очищений цвях. (Реакція йде повільно, зміни поверхні цвяха з'являються через 5-10 хв).
Спостереження:Чи відбуваються якісь зміни із поверхнею цвяха? Що тримає в облозі?
Написати рівняння окисно-відновної реакції.
Висновки:Зважаючи на ряд напруг металів, вкажіть спосіб отримання солей.
3.2. У пробірку помістити одну гранулу цинку та прилити розчин HCl.
Спостереження:Чи відбувається виділення газу?
Написати рівняння
Висновки:Поясніть цей спосіб отримання солей?
3.3. У пробірку насипати трохи порошку гашеного вапна Ca(OH) 2 і долити розчин HСl.
Спостереження:Чи відбувається виділення газу?
Написати рівнянняреакції, що відбувається (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновок: 1. До якого типу належить реакція взаємодії гідроксиду та кислоти?
2.Які речовини є продуктами цієї реакції?
3.5. У дві пробірки налийте по 1 мл розчинів солей: у першу – сульфату міді, у другу – хлориду кобальту. Додайте в обидві пробірки по крапляхрозчин гідроксиду натрію до утворення опадів. Потім додайте в обидві пробірки надлишок лугу.
Спостереження:Вкажіть зміни кольору опадів у реакціях.
Написати рівнянняреакції, що відбувається (у молекулярному та іонному вигляді).
Висновок: 1. У яких реакцій утворюються основні солі?
2. Як можна перевести основні солі до середніх?
Контрольні завдання:
1. З перерахованих речовин виписати формули солей, основ, кислот: Ca(OH)2, Ca(NO3)2, FeCl3, HCl, H2O, ZnS, H2SO4, CuSO4, KOH
Zn(OH) 2, NH 3, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 .
2. Вкажіть формули оксидів, що відповідають перерахованим речовинам 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. Які гідроксиди відносяться до амфотерних? Складіть рівняння реакцій, що характеризують амфотерність гідроксиду алюмінію та гідроксиду цинку.
4. Які із зазначених сполук попарно взаємодіятимуть: P 2 O 5 , NaOH, ZnO, AgNO 3 , Na 2 CO 3 , Cr(OH) 3 , H 2 SO 4 . Складіть рівняння можливих реакцій.
Лабораторна робота №2 (4 год.)
Тема:Якісний аналіз катіонів та аніонів
Ціль:освоїти техніку проведення якісних та групових реакцій на катіони та аніони.
ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА
Основним завданням якісного аналізу є встановлення хімічного складу речовин, що знаходяться у різноманітних об'єктах (біологічних матеріалах, лікарських препаратах, продуктах харчування, об'єктах навколишнього середовища). У роботі розглядається якісний аналіз неорганічних речовин, які є електролітами, т. е. насправді якісний аналіз іонів. З усієї сукупності іонів, що зустрічаються, обрані найбільш важливі в медико-біологічному відношенні: (Fе 3+ , Fе 2+ , Zn 2+ , Са 2+ , Na + , К + , Мg 2+ , Сl - , РО , СО і ін. ). Багато з цих іонів входять до складу різних лікарських препаратів та продуктів харчування.
У якісному аналізі використовуються в повному обсязі можливі реакції, лише ті, які супроводжуються виразним аналітичним ефектом. Найчастіше аналітичні ефекти: поява нового забарвлення, виділення газу, утворення осаду.
Існують два принципово різні підходи до якісного аналізу: дробовий та систематичний . У систематичному аналізі обов'язково використовують групові реагенти, що дозволяють розділити присутні іони окремі групи, а деяких випадках і підгрупи. Для цього частину іонів переводять до складу нерозчинних сполук, а частину іонів залишають у розчині. Після відокремлення осаду від розчину аналіз їх проводять окремо.
Наприклад, в розчині є іони А1 3+ Fе 3+ і Ni 2+ . Якщо цей розчин подіяти надлишком лугу, випадає осад Fе(ОН) 3 і Ni(ОН) 2 , а розчині залишаються іони [А1(ОН) 4 ] - . Осад, що містить гідроксиди заліза та нікелю, при обробці аміаком частково розчиниться за рахунок переходу в розчин 2+. Таким чином, за допомогою двох реагентів - лугу та аміаку були отримані два розчини: в одному містилися іони [А1(ОН) 4 ] - , в іншому - іони 2+ і осад Fе(ОН) 3 . За допомогою характерних реакцій потім доводиться наявність тих чи інших іонів у розчинах та осаді, який попередньо потрібно розчинити.
Систематичний аналіз використовують переважно виявлення іонів у складних багатокомпонентних сумішах. Він дуже трудомісткий, проте перевага його полягає у легкій формалізації всіх дій, що укладаються у чітку схему (методику).
Для проведення дробового аналізу використовують лише характерні реакції. Очевидно, що наявність інших іонів може значно спотворювати результати реакції (накладення забарвлень один на одного, випадання небажаних опадів тощо). Щоб уникнути цього в дробовому аналізі використовують переважно високоспецифічні реакції, що дають аналітичний ефект з невеликим числом іонів. Для успішного проведення реакцій дуже важливо підтримувати певні умови, зокрема рН. Дуже часто в дробовому аналізі доводиться вдаватися до маскування, тобто до переведення іонів у сполуки, не здатні давати аналітичний ефект із вибраним реактивом. Наприклад, для виявлення іона нікелю використовується диметилгліоксім. Подібний аналітичний ефект із цим реагентом дає іон Fе 2+ . Для виявлення Ni 2+ іон Fе 2+ переводять у міцний фторидний комплекс 4 або окислюють до Fе 3+ , наприклад, пероксидом водню.
Дробний аналіз використовують для виявлення іонів у більш простих сумішах. Час аналізу значно скорочується, проте при цьому від експериментатора вимагається глибше знання закономірностей протікання хімічних реакцій, оскільки врахувати в одній конкретній методиці всі можливі випадки взаємного впливу іонів на характер аналітичних ефектів, що спостерігаються, досить складно.
В аналітичній практиці часто застосовують так званий дробово-систематичний метод. При такому підході використовується мінімальна кількість групових реактивів, що дозволяє намітити тактику аналізу в загальних рисах, який здійснюється дробовим методом.
За технікою проведення аналітичних реакцій розрізняють реакції: осадові; мікрокристалоскопічні; що супроводжуються виділенням газоподібних продуктів; що проводяться на папері; екстракційні; кольорові у розчинах; фарбування полум'я.
При проведенні осадових реакцій обов'язково відзначають колір і характер осаду (кристалічний, аморфний), при необхідності проводять додаткові випробування: осад перевіряють на розчинність у сильних і слабких кислотах, лугах і аміаку, надлишку реактиву. При проведенні реакцій, що супроводжуються виділенням газу, відзначають його колір та запах. У деяких випадках проводять додаткові випробування.
Наприклад, якщо припускають, що газ, що виділяється – оксид вуглецю (IV), його пропускають через надлишок вапняної води.
У дробовому та систематичному аналізах широко використовуються реакції, в ході яких з'являється нове забарвлення, найчастіше це реакції комплексоутворення або окисно-відновлювальні реакції.
В окремих випадках такі реакції зручно проводити на папері (краплинні реакції). Реактиви, що не піддаються розкладанню у звичайних умовах, наносять на папір заздалегідь. Так, для виявлення сірководню або сульфід-іонів застосовують папір, просочений нітратом свинцю [відбувається почорніння за рахунок утворення сульфіду свинцю(II)]. Багато окислювачів виявляють з допомогою йодкрохмального паперу, тобто. паперу, просоченого розчинами іодиду калію та крохмалю. У більшості випадків необхідні реактиви наносять на папір під час проведення реакції, наприклад, алізарин на іон А1 3+, купрон на іон Сu 2+ та ін Для посилення забарвлення іноді застосовують екстракцію в органічний розчинник. Для попередніх випробувань використовують реакції фарбування полум'я.
Формули кислот | Назви кислот | Назви відповідних солей |
HClO 4 | хлорна | перхлорати |
HClO 3 | хлорнувата | хлорати |
HClO 2 | хлориста | хлорити |
HClO | хлорноватиста | гіпохлорити |
H 5 IO 6 | йодна | періодати |
HIO 3 | іодна | йодати |
H 2 SO 4 | сірчана | сульфати |
H 2 SO 3 | сірчиста | сульфіти |
H 2 S 2 O 3 | тіосерна | тіосульфати |
H 2 S 4 O 6 | тетратіонова | тетратіонати |
HNO 3 | азотна | нітрати |
HNO 2 | азотиста | нітрити |
H 3 PO 4 | ортофосфорна | ортофосфати |
HPO 3 | метафосфорна | метафосфати |
H 3 PO 3 | фосфориста | фосфіти |
H 3 PO 2 | фосфорнувата | гіпофосфіти |
H 2 CO 3 | вугільна | карбонати |
H 2 SiO 3 | кремнієва | силікати |
HMnO 4 | марганцева | перманганати |
H 2 MnO 4 | марганцевиста | манганати |
H 2 CrO 4 | хромова | хромати |
H 2 Cr 2 O 7 | дихромова | дихромати |
HF | фтороводородна (плавикова) | фториди |
HCl | хлороводнева (соляна) | хлориди |
HBr | бромоводнева | броміди |
HI | йодоводородна | іодиди |
H 2 S | сірководнева | сульфіди |
HCN | ціановоднева | ціаніди |
HOCN | ціанова | ціанати |
Нагадаю коротко на конкретних прикладах, як слід правильно називати солі.
Приклад 1. Сіль K 2 SO 4 утворена залишком сірчаної кислоти (SO 4) та металом К. Солі сірчаної кислоти називаються сульфатами. K 2 SO 4 - сульфат калію.
Приклад 2. FeCl 3 - до складу солі входить залізо та залишок соляної кислоти (Cl). Назва солі: хлорид заліза (III). Зверніть увагу: в даному випадку ми не тільки маємо назвати метал, а й вказати його валентність (III). У минулому прикладі в цьому не було необхідності, оскільки валентність натрію стала.
Важливо: у назві солі слід вказувати валентність металу лише у тому випадку, якщо цей метал має змінну валентність!
Приклад 3. Ba(ClO) 2 - до складу солі входить барій та залишок хлорнуватистої кислоти (ClO). Назва солі: гіпохлорит барію. Валентність металу у всіх його з'єднаннях дорівнює двом, вказувати її не потрібно.
Приклад 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7 . Група NH 4 називається амоній, валентність цієї групи стала. Назва солі: дихромат (біхромат) амонію.
У наведених вище прикладах нам зустрілися лише т.з. середні чи нормальні солі. Кислі, основні, подвійні та комплексні солі, солі органічних кислот тут не обговорюватимуться.
Якщо вас цікавить не тільки номенклатура солей, а й методи їх одержання та хімічні властивості, рекомендую звернутися до відповідних розділів довідника з хімії: "
Назви |
||
Метаалюмінієва |
Метаалюмінат |
|
Метамиш'якова |
Метаарсенат |
|
Ортомиш'якова |
Ортоарсенат |
|
Метамиш'яковиста |
Метаарсеніт |
|
Ортомиш'яковиста |
Ортоарсеніт |
|
Метаборна |
Метаборат |
|
Ортоборна |
Ортоборат |
|
Чотириборна |
Тетраборат |
|
Бромововодень | ||
Бромновата |
Гіпоброміт |
|
Бромнувата | ||
Мурашина | ||
Оцтова | ||
Ціановодень | ||
Вугільна |
Карбонат |
|
Щавельна | ||
Хлороводень | ||
Хлорновата |
Гіпохлорит |
|
Хлориста | ||
Хлорнувата | ||
Перхлорат |
||
Метахромиста |
Метахроміт |
|
Хромова | ||
Двохромова |
Дихромат |
|
Йодоводород | ||
Іодноватиста |
Гіпоіодит |
|
Йодна | ||
Періодат |
||
Марганцева |
Перманганат |
|
Марганцевиста |
Манганат |
|
Молібденова |
Молібдат |
|
Азидоводород (азотистоводнева) | ||
Азотиста | ||
Метафосфорна |
Метафосфат |
|
Ортофосфорна |
Ортофосфат |
|
Двофосфорна (пірофосфорна) |
Дифосфат (пірофосфат) |
|
Фосфориста | ||
Фосфорнувата |
Гіпофосфіт |
|
Сірководень | ||
Родановодень | ||
Сірчиста | ||
Тіосерна |
Тіосульфат |
|
Двосерна (піросерна) |
Дисульфат (піросульфат) |
|
Пероксодвусерна (надсерна) |
Пероксодісульфат (персульфат) |
|
Селеноводень | ||
Селяниста | ||
Селенова | ||
Кремнієва | ||
Ванадієва | ||
Вольфрамова |
вольфрамат |
Солі – речовини, які можна як продукт заміщення атомів водню в кислоті атомами металів чи групою атомів. Розрізняють 5 типів солей:середні (нормальні), кислі, основні, подвійні, комплексні, що відрізняються характером іонів, що утворюються при дисоціації.
1.Середні солі є продуктами повного заміщення атомів водню в молекулі кислоти. Склад солі: катіон - іон металу, аніон - іон кислотного залишку. Na 2 3 - карбонат натрію
Na 3 РО 4 - фосфат натрію
Nа 3 РВ 4 = 3Nа + + РВ 4 3-
катіон аніон
2.Кислі солі – продукти неповного заміщення атомів водню у молекулі кислоти. До складу аніону входять атоми водню.
NаН 2 РВ 4 =Nа + + Н 2 РВ 4 -
Дигідрофосфат катіон аніон
Кислі солі дають лише багатоосновні кислоти, за недостатньої кількості взятої основи.
Н 2 SO 4 +NaOH=NaHSO 4 +H 2 O
гідросульфат
При додаванні надлишку лугу кисла сіль може бути переведена в середню
NaHSO 4 +NaOH=Na 2 SO 4 +H 2 O
3.Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксид-іонів в основі кислотного залишку. До складу катіону входить гідроксогрупа.
CuOHCl = CuOH + +Cl -
гідроксохлорид катіон аніон
Основні солі можуть бути утворені лише багатокислотними основами
(підставами, що містять кілька гідроксильних груп), при взаємодії їх із кислотами.
Cu(OH) 2 +HCl=CuOHCl+H 2 O
Перевести основну сіль у середню можна, діючи на неї кислотою:
CuOHCl+HCl=CuCl 2 +H 2 O
4. Подвійні солі – до їх складу входять катіони кількох металів та аніони однієї кислоти
KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
сульфат калію-алюмінію
Характерними властивостямивсіх розглянутих типів солей є: реакції обміну з кислотами, лугами та один з одним.
Для найменування солейкористуються російською та міжнародною номенклатурою.
Російське найменування солі складається з назви кислоти та назви металу: СаСО 3 – вуглекислий кальцій.
Для кислих солей вводиться добавка "кислий": Са(НСО 3) 2 - кислий вуглекислий кальцій. Для назви основних солей добавка "основна": (СuOH) 2 SO 4 - основна сірчанокисла мідь.
Найбільшого поширення набула міжнародна номенклатура. Назва солі за цією номенклатурою складається з назви аніону та назви катіону: KNO 3 – нітрат калію. Якщо метал має різну валентність у з'єднанні, то її вказують у дужках: FeSO 4 -сульфат заліза (Ш).
Для солей кисневмісних кислот у назві вводять суфікс «ат», якщо кислотоутворюючий елемент виявляє високу валентність: KNO 3 – нітрат калію; суфікс «іт», якщо кислотоутворюючий елемент виявляє нижчу валентність: KNO 2 – нітрит калію. У тих випадках, коли кислотоутворюючий елемент утворює кислоти більш ніж у двох валентних станах завжди застосовують суфікс «ат». При цьому якщо він виявляє найвищу валентність, додають префікс «пер». Наприклад: KClO 4 – перхлорат калію. Якщо кислотоутворюючий елемент утворює нижчу валентність, застосовують суфікс «іт» з додаванням префікса «гіпо». Наприклад: KClO - гіпохлорит калію. Для солей, утворених кислотами, що містять різну кількість води, додаються префікси "мета" та "орто". Наприклад: NaPO 3 – метафосфат натрію (сіль метафосфорної кислоти), Na 3 PO 4 – ортофосфат натрію (сіль ортофосфорної кислоти). У назві кислої солі вводять приставку «гідро». Наприклад: Na 2 HPO 4 – гідрофосфат натрію (якщо в аніоні один атом водню) та приставку «гідро» з грецьким чисельним (якщо атомів водню більше одного) – NaH 2 PO 4 – дигідрофосфат натрію. У назви основних солей вводиться приставка «гідроксо». Наприклад: FeOHCl - хлорид гідроксожелезу (П).
5. Комплексні солі - З'єднання, що утворюють при дисоціації комплексні іони (заряджені комплекси). При записі комплексні іони прийнято укладати у квадратні дужки. Наприклад:
Ag(NH 3) 2 Cl = Ag(NH 3) 2 + + Cl -
K 2 PtCl 6 = 2K + + PtCl 6 2-
Відповідно до уявлень, запропонованих А.Вернером, у комплексному поєднанні розрізняють внутрішню та зовнішню сфери. Так, наприклад, у розглянутих комплексних з'єднаннях внутрішню сферу складають комплексні іони Ag(NH 3) 2 + та PtCl 6 2- , а зовнішню сферу відповідно Cl - і К + . Центральний атом чи іон внутрішньої сфери називається комплексоутворювачем. У запропонованих сполуках це Ag +1 і Pt +4. Координовані навколо комплексоутворювача молекули чи іони протилежного знака – ліганди. У цих сполуках це 2NH 3 0 і 6Cl - . Число лігандів комплексного іона визначає його координаційне число. У запропонованих сполуках воно відповідно дорівнює 2 та 6.
За знаком електричного заряду розрізняють комплекси
1.Катіонні (координація навколо позитивного іона нейтральних молекул):
Zn +2 (NH 3 0) 4 Cl 2 -1 ; Al +3 (H 2 O 0) 6 Cl 3 -1
2.Аніонні (координація навколо комплексоутворювача до позитивного ступеня окислення ліганд, що мають негативний ступінь окислення):
K 2 +1 Be +2 F 4 -1 ; До 3 +1 Fe +3 (CN -1) 6
3.Нейтральні комплекси – комплексні з'єднання без зовнішньої сфери Pt + (NH 3 0) 2 Cl 2 - 0 . На відміну від сполук з аніонними та катіонними комплексами, нейтральні комплекси не є електролітами.
Дисоціація комплексних сполукна внутрішню та зовнішню сфери називається первинної . Протікає вона майже націло на кшталт сильних електролітів.
Zn (NH 3) 4 Cl 2 → Zn (NH 3) 4 +2 + 2Cl ─
До 3 Fe(CN) 6 → 3 К + +Fe(CN) 6 3 ─
Комплексний іон (заряджений комплекс) у комплексному поєднанні утворює внутрішню координаційну сферу, інші іони становлять зовнішню сферу.
У комплексному з'єднанні K 3 комплексний іон 3-, що складається з комплексоутворювача - іона Fe 3+ і лігандів - іонів CN - є внутрішньою сферою з'єднання, а іони К + утворюють зовнішню сферу.
Ліганди, що у внутрішній сфері комплексу пов'язані комплексообразователем значно міцніше та його відщеплення при дисоціації проходить лише незначною мірою. Оборотна дисоціація внутрішньої сфери комплексної сполуки носить назву вторинної .
Fe(CN) 6 3 ─ Fe 3+ + 6CN ─
Вторинна дисоціація комплексу протікає на кшталт слабких електролітів. Алгебраїчна сума зарядів частинок, що утворюються при дисоціації комплексного іона, дорівнює заряду комплексу.
Назви комплексних сполук, як і назви звичайних речовин, утворюються з російських назв катіонів і латинських назв аніонів; так само як і у звичайних речовинах, у комплексних сполуках першим називається аніон. Якщо аніон є комплексним, його назва утворюється з назви лігандів із закінченням "про" (Сl - - хлоро, ВІН - - гідроксо і т.п.) та латинської назви комплексоутворювача з суфіксом "ат"; число лігандів зазвичай вказується відповідним числовим. Якщо комплексоутворювач є елементом, здатним виявляти змінний ступінь окислення, чисельне значення ступеня окислення, як і в назвах звичайних сполук, вказується римською цифрою в круглих дужках
Приклад: Назва комплексних сполук з комплексним аніоном.
K 3 – гексаціаноферрат (III) калію
Комплексні катіони в переважній більшості випадків як ліганди містять нейтральні молекули води Н 2 Про, звані "аква", або аміаку NH 3 , звані "аммін". У першому випадку комплексні катіони називаються аквакомплексами, у другому – аміакатами. Назва комплексного катіона складається з назви лігандів із зазначенням їх кількості та російської назви комплексоутворювача з позначеним значенням його ступеня окислення, якщо це необхідно.
Приклад: Назви комплексних сполук із комплексним катіоном.
Cl 2 – хлорид тетраммінцинку
Комплекси, незважаючи на їх стійкість, можуть руйнуватися в реакціях, при яких відбувається зв'язування лігандів ще більш стійкі слабодисоціюючі сполуки.
Приклад: Руйнування гідроксокомплексу кислотою внаслідок утворення слабодисоціюючих молекул Н2О.
K 2 + 2H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + ZnSO 4 + 2H 2 O.
Назва комплексної сполукипочинають із зазначення складу внутрішньої сфери, потім називають центральний атом та ступінь його окислення.
У внутрішній сфері спочатку називають аніони, додаючи до латинської назви закінчення «о».
F -1 – фторо Сl - - хлороCN - - ціаноSO 2 -2 –сульфіто
ВІН - - гідроксоNO 2 - - нітрито і т.д.
Потім називають нейтральні ліганди:
NH 3 – аммін Н 2 Про – аква
Число лігандів відзначають грецькими числами:
I-моно (як правило не вказується), 2 - ді, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 -гекса. Далі переходять до назви центральатому (комплексоутворювача). При цьому враховують таке:
Якщо комплексоутворювач входить до складу катіону, то використовують російську назву елемента і в дужках вказують римськими цифрами ступінь його окиснення;
Якщо комплексоутворювач входить до складу аніону, то використовують латинську назву елемента, перед ним вказують ступінь його окислення, а наприкінці додають закінчення - "ат".
Після позначення внутрішньої сфери вказують катіони або аніони, що у зовнішній сфері.
При утворенні назви комплексної сполуки слід пам'ятати, що ліганди, що входять до її складу, можуть бути змішаними: електронейтральні молекули та заряджені іони; чи заряджені іони різних видів.
Ag +1 NH 3 2 Cl– хлорид діамін-срібла (I)
K 3 Fe +3 CN 6 - гексаціано (Ш) феррат калію
NH 4 2 Pt +4 OH 2 Cl 4 – дигідроксотетрахлоро (IV) платинат амонію
Pt +2 NH 3 2 Cl 2 -1 про - діамінодіхлорід-платіна х)
Х) у нейтральних комплексах назва комплексоутворювача дається в називному відмінку
Називаються речовини, що дисоціюють у розчинах з утворенням іонів водню.
Кислоти класифікуються за їх силою, за основністю та наявністю чи відсутністю кисню у складі кислоти.
За силоюкислоти поділяються на сильні та слабкі. Найважливіші сильні кислоти – азотна HNO 3 , сірчана H 2 SO 4 і соляна HCl .
За наявністю кисню розрізняють кисневмісні кислоти ( HNO 3 , H 3 PO 4 і т.п.) та безкисневі кислоти ( HCl, H 2 S, HCN і т.п.).
За основністю, тобто. за кількістю атомів водню в молекулі кислоти, здатних заміщатися атомами металу з утворенням солі, кислоти поділяються на одноосновні (наприклад, HNO 3 , HCl ), двоосновні (H 2 S , H 2 SO 4 ), триосновні (H 3 PO 4 ) і т.д.
Назви безкисневих кислот виробляються від назви неметалу з додаванням закінчення -воднева: HCl - хлороводнева кислота, H 2 S е - селеноводородна кислота, HCN - ціановоднева кислота.
Назви кисневмісних кислот також утворюються від російської назви відповідного елемента з додаванням слова "кислота". При цьому назва кислоти, в якій елемент перебуває у вищому ступені окислення, закінчується на «ная» або «ова», наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, HClO 4 - хлорна кислота, H 3 AsO 4 - миш'якова кислота. Зі зниженням ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента закінчення змінюються в наступній послідовності: «овата» ( HClO 3 - хлорнувата кислота), «щиста» ( HClO 2 - хлориста кислота), «оватиста» ( H Про Cl - хлорнуватиста кислота). Якщо елемент утворює кислоти, перебуваючи тільки у двох ступенях окиснення, то назва кислоти, що відповідає нижчому ступеню окиснення елемента, отримує закінчення «чиста» ( HNO 3 - азотна кислота, HNO 2 - азотиста кислота).
Таблиця - найважливіші кислоти та їх солі
Кислота |
Назви відповідних нормальних солей |
|
Назва |
Формула |
|
Азотна |
HNO 3 |
Нітрати |
Азотиста |
HNO 2 |
Нітріти |
Борна (ортоборна) |
H 3 BO 3 |
Борати (ортоборати) |
Бромоводородна |
Броміди |
|
Йодоводнева |
Йодіди |
|
Кремнієва |
H 2 SiO 3 |
Силікати |
Марганцева |
HMnO 4 |
Перманганати |
Метафосфорна |
HPO 3 |
Метафосфати |
Миш'якова |
H 3 AsO 4 |
Арсенати |
Миш'яковиста |
H 3 AsO 3 |
Арсеніти |
Ортофосфорна |
H 3 PO 4 |
Ортофосфати (фосфати) |
Дифосфорна (пірофосфорна) |
H 4 P 2 O 7 |
Дифосфати (пірофосфати) |
Дихромова |
H 2 Cr 2 O 7 |
Дихромати |
Сірчана |
H 2 SO 4 |
Сульфати |
Сірчиста |
H 2 SO 3 |
Сульфіти |
Вугільна |
H 2 CO 3 |
Карбонати |
Фосфориста |
H 3 PO 3 |
Фосфіти |
Фтороводородна (плавикова) |
Фториди |
|
Хлороводнева (соляна) |
Хлориди |
|
Хлорна |
HClO 4 |
Перхлорати |
Хлорнувата |
HClO 3 |
Хлорати |
Хлорновата |
HClO |
Гіпохлорити |
Хромова |
H 2 CrO 4 |
Хромати |
Ціановоднева (синільна) |
Ціаніди |
Отримання кислот
1. Безкисневі кислоти можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні неметалів з воднем:
H 2 + Cl 2 → 2HCl,
H2+S H2S.
2. Кисень містять кислоти нерідко можуть бути отримані при безпосередньому з'єднанні кислотних оксидів з водою:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3
P 2 O 5 + H 2 O = 2 HPO 3 .
3. Як безкисневі, так і кисневмісні кислоти можна отримати за реакціями обміну між солями та іншими кислотами:
BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HBr,
CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS,
CaCO3+2HBr = CaBr2+CO2+H2O.
4. У ряді випадків для отримання кислот можуть бути використані окислювально-відновні реакції:
H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4 ,
3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.
Хімічні властивості кислот
1. Найбільш характерна хімічна властивість кислот - їх здатність реагувати з основами (а також з основними та амфотерними оксидами) з утворенням солей, наприклад:
H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
2HNO 3 + FeO = Fe(NO 3) 2 + H 2 O,
2 HCl + ZnO = ZnCl 2 + H 2 O .
2. Здатність взаємодіяти з деякими металами, що стоять у ряді напруги до водню, з виділенням водню:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 ,
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .
3. З солями, якщо утворюється малорозчинна сіль або летюча речовина:
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2,
2KHCO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2SO 2+ 2H2O.
Зауважимо, що багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому легкість дисоціації по кожному з ступенів падає, тому для багатоосновних кислот замість середніх солей часто утворюються кислі (у разі надлишку кислоти, що реагує):
Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S,
NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O.
4. Окремим випадком кислотно-основної взаємодії є реакції кислот з індикаторами, що призводять до зміни забарвлення, що здавна використовується для якісного виявлення кислот у розчинах. Так, лакмус змінює колір у кислому середовищі на червоний.
5. При нагріванні кисневмісні кислоти розкладаються на оксид і воду (краще у присутності водовіднімального) P 2 O 5):
H 2 SO 4 = H 2 O + SO 3
H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2 .
М.В. Андрюхова, Л.М. Бородіна