Общая химия: теоретические основы, решение типовых задач

SiO₂ + CaO = CaSiO₃

1.3.2 Кислоты.

Кислоты - это электролиты, диссоциирующие в водных растворах с образованием только катионов водорода.

HCl - H⁺ + Cl ^? ;

CH₂COOH -H⁺ + CH₃COO?

Кислоты по своему химическому составу могут быть кислородными (HNO₃, HNO₂, H₂SO₄, Н₂СО₃ и др.) бескислородными (Н₂S, НСl, HF, HBr, HCN) и др. Названия кислородных кислот происходят от названия кислотообразователя (центрального атома). Например, Н₂СО₃ - угольная кислота.

Если элемент - кислотообразователь проявляет переменную степень окисления и образует несколько кислородных кислот, то в названиях кислот с высшей степенью окисления элемента употребляется -ная, -вая, с наименьшей степенью окисления элемента -истая: HNO₃ - азотная; HNO₂ - азотистая; H₂SO₄- серная; H₂SO₃ - сернистая; НМnO₄ -марганцевая; Н₂МnO₄ - марганцовистая. В тех случаях, когда элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородных кислот, отличающихся между собой количеством атомов водорода и кислорода, к названию кислот добавляются приставки: мета - (наименьшее количество атомов водорода и киcлорода): орто - (наибольшее количество атомов водорода и кислорода). Например, НРО₃ - метафосфорная кислота, Н₃РO₄ - ортофосфорная кислота.

Некоторые кислотообразующие элементы при одной и той же степени окисления образуют несколько кислот, молекулы которых отличаются числом атомов кислотообразователя. Эти кислоты называются изополикислотами. В названии кислоты содержится приставка из русского числительного, показывающая число атомов кислотообразователя в ее молекуле. Например: Н₂S₂О₇ - двусерная кислота; Н₂B₄O₇ - четырехборная кислота; H₄P₂O₇ - двуфосфорная кислота; Н₂Сr₂О₇ - двухромовая кислота.

Таблица 4

Названия наиболее часто употребляемых кислот и кислотных остатков

Формулы кислоты	Название кислоты	Формула кислотного остатка	Название кислотного остатка
Кислородные кислоты
HNO2	Азотистая	NO?2	Нитрит-ион
HNO3	Азотная	NO?3	Нитрат-ион
НВО2	Метаборная	BO?2	Метаборат-ион
Н3ВО3	Ортоборная	ВО3?3	Ортоборат-ион
H2SiO3	Метакремневая	SiO2?3	Метасиликат-ион
H2SiO4	Ортокремневая	SiO4?4	Ортосиликат-ион
H2MnO4	Марганцовистая	MnO2?4	Манганат-ион
HMnO4	Марганцевая	MnO?4	Перманганат-ион
HAsO2	Метамышьяковистая	AsO?2	Метаарсенит-ион
H3AsO4	Ортомышьяковая	AsO3?4	Ортоарсенит-ион
H2SO3	Сернистая	SO2?3	Сульфит-ион
		HSO?3	Гидросульфит-ион
H2SO4	Серная	SO 2?4	Сульфат-ион
		HSO?4	Гидросульфат-ион
H2CO3	Угольная	CO32?	Карбонат-ион
		HCO?3	Гидрокарбонат-ион
НРO3	Метафосфорная	РО?3	Метафосфат-ион
Н3РO4	Ортофосфорная	РО3?4	Ортофосфат-ион
		НРО2?4	Гидроортофосфат-ион
		Н2РО?4	Дигидроортофосфат-ион
HClO	Хлорноватистая	ClO?	Гипохлорит-ион
НсlО4	Хлорная	СlO?4	Перхлорит-ион
Бескислородные кислоты
НСl	Хлороводородная (соляная)	Cl?	Хлорид-ион
HF	Фтороводородная (плавиковая)	F ?	Фторид-ион
НВг	Бромоводородная	Вг?	Бромид-ион
HI	Иодоводородная	I ?	Иодид-ион
H2S	сероводородная	S 2 ?	Сульфид-ион
		HS?	Гидросульфид-ион

Названия бескислородных кислот образуются от названия неметалла - кислотообразователя с добавлением слова - водородная. Например: НСl - хлороводородная (соляная) кислота; H₂S - сероводородная кислота.

Кроме того, кислоты подразделяются по числу водород-ионов, способных "отщепляться" при диссоциации, на одноосновные (НСl, НNО₃, СН₃СООН), двухосновные (Н₂SО₄, Н₂СО₃, H₂S) и многоосновные (Н₃РО₄, Н₃ВО₃, Н₄P₂O₇). Анион, который остается после отщепления от молекулы кислоты одного или более водород-иона называется кислотным остатком. Заряд кислотного остатка определяется числом отнятых водород-ионов.

Основность килоты зависит от количества кислотных остатков, соответствующих данной кислоте.

Так, одноосновным кислотам соответствует один кислотный остаток:

HCl - H⁺ + Cl ^? ;

HNO₃ - H+ + NO₃?

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, т. е. их молекулы последовательно отщепляются по одному водород - иону, и этим кислотам соответствуют два или более кислотных остатка. Так, молекулы серной кислоты в первую очередь, диссоциируют по уравнению:

H₂SO ₄- > H⁺ + HSO ₄-

Отщепление второго водород - иона идет по уравнению:

HSO ₄- > H⁺ + SO ₄ ^2-

Ортофосфорная кислота Н₃ РО₄ диссоциирует в три ступени и имеет три кислотных остатка:

Н₃РО₄ - Н⁺ + Н₂РО₄-

Н₂РО₄- - Н⁺ + НРО₄^2-

НРО₄^2- - Н⁺ + РО₄^3-

Следует отметить, что для многоосновных кислот вторая и третья ступени

диссоциации протекают в гораздо меньшей степени, чем первая.

Ступенчатая диссоциация кислот подтверждается наличием кислых солей. Каждый кислотный остаток способен образовать соль с катионом металла, т. е. основность кислоты показывает, сколько солей соответствует данной кислоте.

Названия кислотных остатков бескислородных кислот образуются от корней латинских названий элементов-кислотообразователей с суффиксом -ид и слова ион (табл.4). Например: Сl? -хлорид-ион, S^2? - сульфид-ион. При названии кислотных остатков кислородных кислот употребляется суффикс -ат, если элемент-кислотообразователь проявляет высшую степень окисления, и суффикс -ит, когда элемент проявляет более низкую степень окисления. Например: NО?₃ - нитрат-ион; NO?₂ - нитрит-ион; SО²?з - сульфит-ион; SO²?₄ - сульфат-ион. Если в состав кислотного остатка входит ион водорода, то к его названию добавляется приставка гидро-. При наличии в анионе двух или более водород-ионов к указанной приставке добавляются соответствующие греческие числительные (ди-, три-, тетра- и т. д.). Например:

HSO₄ ^- - гидросульфат - ион

HPO₄ ^{2 -} - гидроортофосфат - ион

H₂PO₄ ^- - дигидроортофосфат - ион

Диссоциация отличающихся по силе кислот в растворах протекает различно. Сила кислот характеризуется степенью диссоциации, под которой понимается отношение количества продиссоциированных молекул к общему числу их в растворе. Кислоты, полностью диссоциирующие в водных растворах на ионы, относятся к сильным электролитам (НNО₃, H₂SO₄ , HCl, НВr и др.). В ионных уравнениях сильные кислоты записываются в виде ионов. К слабым электролитам относятся кислоты, образующие в водных растворах лишь незначительное число ионов (HNO₂, H₂S, Н₂СО₃, Н₂SO₃ и др.). В ионных уравнениях они записываются в виде молекул.

Получение кислот

1 . Взаимодействие кислотных оксидов (большинства) с водой:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄;

N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃

2. Взаимодействие солей с кислотами (наиболее распространенный способ). При помощи этих реакций можно получить более слабую или более летучую кислоту, чем исходная.

Например:

K₂S + 2НСl = 2KCl + H₂S;

Na₂SiO₃ + 2НСl = 2NaClv+ H₂SiO₃

3. Взаимодействие некоторых неметаллов с водородом:

Н₂ + I₂ = 2HI;

Н₂ + Сl₂ = 2НСl

Водные растворы таких соединений являются кислотами.

Свойства кислот

Так как при диссоциации любой кислоты в растворе образуются водород-ионы, то все общие свойства кислот (кислый вкус, действие на индикаторы, способность взаимодействия с гидроксидами и др.) обусловлены именно этими ионами, точнее ионами гидроксония (Н⁺ + Н₂О> H₃O⁺) Но для упрощения в уравнениях химических реакций вместо Н₃О⁺ пишут Н⁺.Для всех кислот характерны следующие реакции.

1. Все кислоты взаимодействуют с гидроксидами (основаниями):

H₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О;

H₂S + 2KOH - K₂S + 2H₂O

Или в ионной форме:

Н⁺ + ОН? = Н₂О;

H₂S + 2ОН? - S²? +2Н₂О

Все кислоты взаимодействуют с основными оксидами:

2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃) ₂ + Н₂О

В ионной форме:

2Н⁺ + MgO = Mg²⁺ + Н₂О

3. Разбавление кислоты (кроме азотной и азотистой) реагируют с активными металлами, выделяя водород:

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂

В ионной форме:

2H⁺ + Zn = Zn²⁺ + H₂

4.Кислоты вступают в реакцию обмена с солями, в результате чего образуется либо нерастворимая соль, либо слабая кислота, либо газ:

НСl + AgNO₃ = v AgCl + HNO₃;

2НСl + Na₂S = ^ H₂S + 2NaCl

В ионной форме:

Cl? + Ag⁺ = AgCl ;

2Н⁺ + S ²?= H₂S

1.3.3 Гидроксиды

Гидроксиды - это электролиты, которые при диссоциации в водных растворах образуют только анионы гидроксила. Например:

NaOH - Na⁺ + ОН? ;

NH₄OH - NH⁺₄ + OH?

Количество гидроксид-ионов в молекуле гидроксида определяется степенью окисления металла. Международные названия оснований происходят от слова гидроксид с добавлением названия металла в родительном падеже. Если металл проявляет переменную степень окисления и может образовать два или три гидроксида, то при названии гидроксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках. Например:

NaOH - гидроксид натрия; Bа (ОН)₂ - гидроксид бария ; Fe (ОН)₂ - гидроксид железа (II); Fe (ОН)з - гидроксид железа (Ш); Sn (ОН)₂ - гидроксид олов (II); Sn (ОН)₄ - гидроксид олов (IV).

Гидроксиды, имеющие в составе молекул по два или более гидроксид-ионов называются многокислотными. Они диссоциируют ступенчато:

Ва (ОН) ₂ - ВаОН⁺ + ОН?

ВаОН⁺ -Ва²⁺ + ОН?.

Катион, образующийся в результате отщепления от молекулы гидроксида одного или более гидроксид-ионов, называется основным остатком. Заряд основного остатка определяется числом отнятых гидроксид-ионов. Число гидроксид-ионов в составе молекулы гидроксида показывает, сколько основных остатков соответствует данному гидроксиду. Так гидроксид бария Ва(ОН)₂ имеет два основных остатка: Ва(ОН)⁺ и Ва²⁺, гидроксид железа (Ш) Fe(OH)₃ - три основных остатка:

Fe(OH)⁺₂, FeOH²⁺, Fe³⁺.

Ступенчатые диссоциации гидроксидов подтверждается наличием основных солей, в состав которых входят основные остатки, содержащие гидроксид-ионы. Каждый основной остаток способен образовать соль с кислотным остатком, т. е. кислотность гидроксида показывает, сколько типов солей может образовать данный гидроксид.

Основные остатки называются по названию металла с добавлением слова - ион. Например: Na⁺ - натрий-ион, Ва²⁺ - барий-ион. Если металл проявляет переменную степень окисления, то величина заряда его иона указывается римской цифрой в скобках. Например: Fe²⁺ - железо (П)-ион; Fe³⁺ - железо (Ш)-ион и т. д.

В случае сложных катионов к названию металла добавляются приставки гидроксо-, ди-гидроксо-, тригидроксо-, характеризующие в основном остатке наличие одного, двух или трех гидроксид-ионов. Например:

ВаОН⁺ - гидроксобарий-ион;

FeOH²⁺ - гидроксожелезо (Ш)-ион;

Fe(OH)⁺₂ - гидроксожелезо (Ш)-ион.

Получение гидроксидов

В основу классификации гидроксидов положена их растворимость в воде. Гидроксиды, растворимые в воде, называются щелочами. Это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, Са(ОН)_2, Sr(ОН)₂, Ва(ОН)_2. В промышленности гидроксиды щелочных металлов получают электролизом расплавом солей этих металлов, а в лабораторных условиях - взаимодействием этих металлов или их оксидов с водой. Например:

2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2NaOH

Или в ионной форме:

2Na + 2Н₂О = 2 Na⁺ + 2ОН ?+ Н₂;

Na₂O + Н₂О = 2Na⁺ + 2ОН ?

Щелочи в растворах почти полностью диссоциируют на ионы. Они относятся к сильным электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде ионов.

Большинство гидроксидов в воде практически не растворимы. Их получают действием щелочей на водные растворы соответствующих солей. Например:

CuSO₄ + 2NaOH = v Сu (ОН)₂ + Na₂SO₄;

FeCl₃ + 3NaOH = v Fe (ОН)₃ + 3NaCl

Или в ионной форме:

Cu²⁺ + 2OH? = Cu (OH)₂;

Fe³⁺ + 3OH? = Fe (OH)₃

Нерастворимые гидроксиды , а также гидроксид аммония NH₄OH в растворах диссоциируют лишь в незначительной степени. Они относятся к слабым электролитам и в ионных уравнениях записываются в виде молекул.

Свойства гидроксидов

Общие свойства класса гидроксидов (действие на индикаторы, взаимодействие с кислотами, солями, оксидами) обусловлены наличием в их растворах гидроксид-ионов. Наиболее характерными для гидроксидов являются следующие реакции:

1. Гидроксиды (растворимые и нерастворимые основания) реагируют с кислотами.

2КОН + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2Н₂О;

Сu(ОН) ₂ + 2НСl = СuСl₂ + 2Н₂О

Или в ионной форме:

ОН ?+ Н⁺ = Н₂О;

Сu(ОН) ₂ + 2Н⁺ = Сu²⁺ + 2Н₂О

2. Щелочи реагируют с кислотными оксидами:

2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + Н₂О;

Са(ОН) ₂ + СО₂ = vСаСОз + Н₂О

Или в ионной форме:

2ОН? + SiO₂ = SiO^2?₃ + H₂O;

Ca²⁺+ 2OH? + CO₂ = СаСО₃ + H₂O

3. Щелочи реагируют с растворами солей металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:

Mg(NO₃)₂ + 2NaOH = vMg(OH)₂ + 2NaNO₃;

Аl₂ (SO₄)₃ + 6КОН = 2Al(OH)₃ v + 3K₂SO₄

Или в ионной форме:

Mg²⁺ + 2OH ? = Mg(OH)₂;

Аl³⁺+ ЗОH? = Аl (ОН)₃

1.3.4 Соли

Соли - это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Названия солей образуется из названия кислотных остатков (в именительном падеже) и названия основного остатка (в родительном). Например: NaCl - хлорид натрия, MgSO₄ -сульфат магния, Fe (NO₃)₃ - нитрат железа (III), KHSO₄ - гидросульфат калия, FeOHCl -хлорид гидроксожелеза (П), NaH₂PO₄ - дигидроортофосфат натрия.

Получение солей

Важнейшие способы получения солей рассмотрены при изложении основных химических свойств оксидов, кислот и гидроксидов. Отметим ряд других методов.

1. Взаимодействие между двумя солями. Реакции этого типа протекают до конца, если один из продуктов выпадает в осадок:

ВаСl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ v + 2КСl;

AgNO₃ + KCl = AgCl v + KNO₃

2. Взаимодействие металла с неметаллом. Таким путем получают соли бескислород-ных кислот:

2Fe + ЗСl_{2 =}^t° 2FeCl₃;

Zn + S ₌^t° ZnS

3. Термическое разложение солей:

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂;

4Na₂SO₃ = Na₂S + 3Na₂SO₄

Типы солей

В зависимости от состава различают средние (нормальные) (КСl, MgSO₄), кислые (КНСО₃, NaHS), основные (FeOHCl₂, MgOHNO₃) соли.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия гидроксида и кислоты (реакция нейтрализации). Например:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂О

В данной реакции участвует одинаковое количество гидроксид-ионов и водород-ионов (2ОН? и 2Н⁺). Получается средняя соль Na₂SO₄ - сульфат натрия. Если гидроксида взять меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты (т. е. водород-ионов), то получается кислая соль NaHSO₄ - гидросульфат натрия:

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + Н₂О

Таким образом, кислые соли - продукты неполного замещения водорода кислоты на катионы металла. Они образуются только двух- и многоосновными кислотам (у этих кислот по два и более кислотных остатка). Так, например, ортофосфорная кислота может дать одну среднюю соль и две кислые соли (в зависимости от количества взятого гидроксида):

3NaOH + Н₃РО₄ = Na₃PO₄ + ЗН₂О;

^{ортофосфат натрия}

2NaOH + Н₃РO₄ = Na₂HPO₄ + 2Н₂О;

^{гидроортофосфат натрия}

NaOH + Н₃РО₄ = NaH₂PO₄ + Н₂О

^{дигидроортофосфат натрия}

Или в ионной форме:

ЗОН ?+ Н₃РО₄ = РО₃³? + ЗН₂О;

2ОН? + Н₃РО₄ = НРО₄^2? + 2Н₂О;

ОН? + Н₃РО₄ = Н₂РО?₄ + Н₂О

Одноосновные кислоты, которым соответствует только один кислотный остаток, не образуют кислых солей.

Кислые соли можно перевести в средние, добавляя в их растворы соответствующие гидроксиды:

NaH₂PO₄ + 2NaOH = Na₃PO₄ + 2Н₂О

Или в ионной форме:

Н₂РО?₄ + 2ОН? = РО³?₄ + 2Н₂О

Основные соли содержат в своем составе гидроксид-ионы исходного основания, не замещенные на кислотные остатки. Они образуются при взаимодействии кислоты с избытком гидроксида (основания). Например:

Mg(OH)₂ + HCl - MgOHCI + Н₂О;

^{хлорид гидроксомагния}

2Сu(OH)₂ + H₂SO₄ - (CuOH)₂S0₄ + 2H₂O

^{сульфатгидроксомеди (II)}

Или в ионной форме:

Mg(OH)₂ + H⁺ - MgOH⁺ + H ₂O;

Cu(OH)₂ + Н⁺ - СuОН⁺ + Н₂О

Основные соли образуются только многокислотными гидроксидами. Так, например, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃ при взаимодействии с кислотой может образовывать одну среднюю и две основные соли:

Fe(OH)₃ + ЗНСl > FeCl₃ + ЗН₂О; ^{хлорид железа (III)}

Fe(OH)₃ + 2HCl > FeOHCl₂ + H₂O;

^{хлорид гидроксожелеза (Ш)}

Fe(OH)₃ + HCl > Fe (OH)₂Cl + H₂O;

^{хлорид дигидроксожелеза (Ш)}

Или в ионной форме:

Fe(OH)₃ + ЗН⁺ - Fe³⁺ + ЗН₂О;

Fe(OH)₃ + 2Н⁺ - FeOH²⁺ + 2Н₂О;

Fe(OH)₃ + H⁺ - Fe(OH)⁺₂ + H₂O

Однокислотные гидроксиды (NaOH, КОН) не образуют основных солей, так как этим гидроксидам соответствует только один основный остаток.

Перевод основных солей в средние осуществляют добавлением соответствующих кислот. Например:

MgOHCl + HCl - MgCl₂+ Н₂О;

(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄ - 2CuSO₄ + 2H₂O

Или в ионной форме:

MgOH⁺ + H⁺ - Mg²⁺ + H₂O;

CuOH⁺ + H⁺ - Cu²⁺ + H₂O

Диссоциация солей

Все соли, за небольшим исключением HgCl₂, CdCl₂, относятся к сильным электролитам и в водных растворах полностью диссоциируются на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Диссоциация средних солей протекает полностью в одну стадию:

FeCl₃ - Fe³⁺ + 3Cl?;

Na₂S - 2Na⁺ + S^2?

Al₂(SO₄) ₃ - 2Al³⁺ + 3SO²?₄

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато:

Al (HSO₄)₃ - Аl³⁺ + 3HSO?₄ (1 ступень);

HSO?₄ - H⁺ + SO²?₄ (2 ступень);

NaH₂PO₄ - H⁺ + Н₂РО?₄ (1 ступень);

Н₂РО?₄ - H⁺ + НРО²?₄ (2 ступень);

НРО²?₄ - H⁺ + PO^{3 ?}₄ (3 ступень)

Однако степень диссоциации на второй и третьей ступенях очень мала. Поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное количество водород-ионов.

Основные соли - диссоциируют также ступенчато. Например:

(CuOH)₂SO₄- 2CuOH⁺ + SO²?₄ (1 ступень);

CuOH⁺ - Cu²⁺ + OH? (2 ступень);

Fe(OH)₂Cl - Fе (ОН)⁺₂ + Сl? (1 ступень);

Fe(OH)⁺₂ - FeOH²⁺ + OH? (2 ступень);

Fe(OH) ²⁺ - Fe³⁺ + OH? (3 ступень)

Однако диссоциация на второй и третьей ступенях настолько мала, что гидроксид-ионов в растворах основных солей практически нет.

1.4 Номенклатура неорганических соединений (по правилам ИЮПАК)

ИЮПАК - международный союз теоретической и прикладной химии. Правила ИЮПАК 1970 г. являются международной моделью, по которой создаются номенклатурные правила для химических соединений на языке соответствующей страны. Эти правила являются компромиссными, т.к. допускают не только систематические, но и тривиальные наименования, т.е. они не в полной мере совершенны. Вместе с тем, правила ИЮПАК передают эмпирическую формулу, а иногда и основные структурные свойства соединения, отражая таким образом состав и очевидные свойства вещества.

1.4.1 Названия для групп элементов

Элементы классифицируются как металлы, полуметаллы и неметаллы. Применение названия «металлоид» не рекомендуется.

Допускается использование следующих групповых названий: щелочные металлы (от Li до Fr), щелочноземельные металлы (от Ca до Ra), галогены (от F до At), халькогены (от О до Ро), благородные газы (от Не до Rn). Переходные элементы - элементы, атомы которых имеют незаполненную d-оболочку, или образующие катионы с незаполненной d - оболочкой. Редкоземельные элементы - металлы - Sc, Y, элементы от La до Lu. Лантаноиды - элементы от La до Lu, аналогично используются названия актиноиды, ураноиды и кюроиды.

1.4.2 Систематические названия для соединений

Систематические названия соединений образуются путем указания составляющих и их соотношений в соответствии со следующими принципами. Многие природные химические соединения по существу бинарны, остальные соединения можно считать бинарными с точки зрения номенклатуры.

Электроположительная составляющая (катион) в формулах и названиях всегда занимает первое место, например, NaCl - натрий хлорид. Для соединений, содержащих более одного катиона и более одного аниона, внутри каждого класса составляющих должен быть алфавитный порядок их символов. Кислоты рассматриваются как водородные соли. Чтобы определить место комплексных ионов, во внимание принимается только символ центрального атома.

Если электроотрицательная составляющая - моноатомная или гомополиатомная, ее название изменяется в окончании на -ид. В формулах и названиях бинарных соединений неметаллов на первое место следует помещать составляющую, стоящую раньше (левее) в следующем ряду:

Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, J, Br, Cl, O, F.

Для бинарных соединений название элемента, стоящего дальше в этом ряду, изменяется в окончании на -ид, например, HCl - водород хлорид, OF₂ - кислород дифторид.

Летучие гидриды, кроме элементов VII группы, кислорода и азота, можно называть с использованием суффикса -ан, например, Si₂H₆ - дисилан.

Допускаются названия вода, аммиак, гидразин, фосфин, арсин, стибин, висмутин.

Если электроотрицательная составляющая является гетерополиатомной, ее следует обозначить окончанием -ат. Термины сульфат, фосфат и т.д. обозначают, как правило, отрицательную группу с серой или фосфором в качестве центрального атома независимо от его состояния и количества и природы лигандов. Комплекс заключается в квадратные скобки [ ], но это не всегда обязательно.

Например:

Na₂[SO₄ ] - динатрий тетраоксосульфат

Na₂ [S₂O₃ ] - динатрий триоксотиосульфат

K [PF₂O₂ ] - калий диоксодифторфосфат

Во многих случаях (если нет особой необходимости) эти названия могут быть сокращены, например, натрий сульфат, натрий тиосульфат.

Стехиометрические соотношения можно указывать с помощью приставок моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-, гепта-, окта-, нона-, дека-, ундека-, додека-, геми- (полу-), сескви- (полтора-) и т.д. (приставку моно- «можно опускать в случаях, исключающих неоднозначность толкования»), а также , исходя из степени окисления электроположительной составляющей. Например:

N₂O - диазот оксид, азот (I) оксид

NO₂ - азот диоксид, азот (IV) оксид

V₂O₃ - диванадий триоксид, ванадий (III) оксид

VO_1,5 - ванадий сесквиоксид, ванадий (III) оксид

V₂O₅ - диванадий пентаоксид, ванадий (V) оксид

N₂S₅ - диазот пентасульфид, азот (V) сульфид

FeCl₂ - железо дихлорид или феррум дихлорид,

железо (II) хлорид или феррум (II) хлорид

K₄[ Ni(CN)₄ ] - калий тетрацианоникколат (0).

«Функциональная» терминология, например, употребление названия «азотный ангидрид» для N₂O₅ не рекомендуется.

1.4.3 Названия для катионов и анионов

Моноатомные катионы следует обозначать по названию элемента без его изменения для добавления суффикса. Например:

Cu¹⁺ - медь (I) ион

Сu ²⁺ - медь (II) ион

I⁺ - иод (I) катион

Полиатомные катионы, образованные из моноатомных катионов путем добавления к ним других ионов, нейтральных атомов или молекул (лигандов), могут рассматриваться как комплексы. Например:

[Al(H₂O)₆ ]³⁺ - гексаакваалюминий ион

[ COCl(NH₃)₅ ]²⁺ пентаамминхлорокобальт (II) ион.

Названия для полиатомных катионов, возникающих при добавлении к моноатомным анионам большего числа протонов, чем требуется для получения нейтральной частицы, образуются путем добавления окончания -оний к корню названия элемента аниона: оксоний, фосфоний, арсоний, стибоний, сульфоний, селеноний, теллуроний, фтороний, иодоний ионы.

Исключением из этого правила является название аммоний для NH₄⁺

Названия для моноатомных анионов состоят из названия элемента с окончанием -ид:

Н- - гидрид ион Se^2- - селенид ион

D- - дейтерид ион Te^2- - теллурид ион

F- - фторид ион Р^3- - фосфид ион

Cl- - хлорид ион Аs^3- - арсенид ион

Br - - бромид ион Sb^3- - антимонид ион

I - - иодид ион С^4- - карбид ион

О^2- - оксид ион Si^4- - силицид ион

S^2- - сульфид ион В^3- - борид ион

Рекомендуется для названий моноатомных ионов всегда употреблять окончание - ид, когда заряд иона соответствует вышеуказанному.

Некоторые полиатомные анионы имеют названия, оканчивающиеся на -ид:

HO- - гидроксид ион N₃- - азид ион

О₂^2- - пероксид ион NH^2- - имид ион

O₂- - гипероксид ион NH₂- - амид ион

O₃- - озонид ион NHOH- - гидроксиламид ион

S₂^2- - дисульфид ион N₂H₃- - гидразид ион

I₃- - трииодид ион CN- - цианид ион

HF₂ - водороддифторид ион С₂^2- - ацетилид ион

Названия для других полисульфидов, полигалогенидов и других подобных ионов, содержащих элементы одного класса, могут быть образованы аналогичным образом. Ион НО^- не следует называть гидроксил ион. Название гидроксил сохраняется для группы НО, нейтральной или положительно заряженной. Такие ионы, как HS^- и HO₂^-, называются соответственно водородсульфид и водородпероксид ионы.

Названия для других многоатомных анионов должны состоять из корня названия центрального атома с окончанием -ат. Атомы и группы, присоединенные к центральному атому, обычно рассматриваются как лиганды в комплексе, например, [Sb(OH)₆] - гексагидроксоантимонат (V) ион.

Название кислорода в анионах принято опускать, а присутствие этого элемента и пропорции указывать посредством приставок гипо-, пер- и т.д., а иногда также и суффикса -ит вместо -ат (для обозначения низших степеней окисления). Суффикс -ит можно сохранить в следующих традиционных названиях:

NO₂- - нитрит S₂O₄^2- - дитионит

N₂O₂^2-- гипонитрит S₂O₂^2- - тиосульфит

NOO₂- - пероксонитрит SeO₃^2- - селенит

AsO₃^3- - арсенит ClO₂- - хлорит

SO₃^2- - сульфит ClO- - гипохлорит

S₂O₅^2- - дисульфит BrO- - гипобромит

IO- - гипоиодит

1.4.4 Номенклатура оснований и гидратов

Номенклатура оснований подчиняется в принципе тем же правилам, что и для бинарных соединений. Наименования оснований складываются из названия электроположительной составляющей и слова гидроксид. Для металлов, имеющих различные степени окисления и образующих несколько оснований, к слову гидроксид добавляют приставки моно, ди и т.д. или указывают степень окисления:

КОН - калий гидроксид

Мо(ОН)₂ - магний гидроксид

Fe(ОН)₂ - железо гидроксид, железо (II) гидроксид.

Термины «смешанные оксиды» и смешанные гидроксиды» не рекомендуются. Такие соединения нужно назвать двойными, тройными и т.д.

У оксидов и гидроксидов металлы перечисляются в алфавитном порядке, например, AlLiMn₂O₄(OH)₄ - алюминий литий димарганец (IV) тетрагидроксид тетраоксид.

Окончание -ат теперь является принятым окончанием для анионов и его не следует использовать для молекулярных соединений. Однако одно исключение признается. В соответствии со своим окончанием гидрат теперь твердо применяется для соединений, содержащих кристализационную воду, и допускается для обозначения воды, связанной неопределенным образом. Названия гидратов можно образовывать из названий отдельных соединений, записывая их через дефис и указывая в конце число молекул арабскими цифрами, разделенными дробной чертой:

3CdSO₄· 8H₂O - кадмий сульфат-гидрат (3/8)

Na₂CO₃ ·10H₂O - натрий карбонат-гидрат (1/10) или натрий карбонат декагидрат

Al₂(SO₄)₃·H₂SO₄·24H₂O-алюминий сульфат-калий сульфат-гидрат (1/1/24)

В случае, если имеются данные о структуре, возможно, например, такое обозначение: Fe(H₂O)₆SO₄·H₂O - гексаакважелезо (II) сульфат моногидрат.

1.4.5 Номенклатура кислот

Номенклатура кислот имеет давнюю историю с прочно укоренившимися традициями. Правила ИЮПАК сохраняют наиболее полезные из старых названий, и в то же время в них делается попытка дать руководство для более рациональных названий новых соединений.

Кислоты, от которых образованы названия анионов с окончанием -ид, рассматриваются как двойные и псевдодвойные соединения водорода, например, H₂S - водород сульфид, HCN - водород цианид.

Кислоты, от которых происходят названия анионов с окончаниями -ат и -ит, можно рассматривать как и в предыдущем пункте, но в соответствии со сложившейся практикой их названия получаются путем присоединения к слову кислота прилагательного с окончанием (-ый, -ыватый) и (-истый, -ватистый) в зависимости от окончания анионов -ат и -ит соответственно. Таким образом, хлорноватая кислота соответствует хлорату, серная - сульфату, азотистая - нитриту. Окончание -ит употребляется для обозначения низших степеней окисления.

В ряде случаев различие между разными степенями окисления характеристических атомов в оксокислотах указывается приставками. Но это обозначение не следует распространять за пределы случаев, перечисленных ниже.

Приставка гипо- применяется, чтобы обозначить более низкую степень окисления: HСlO гипохлористая кислота, HВrO - гипобромистая кислота, HJO - гипоиодистая кислота. В русской химической терминологии для этих соединений укоренились соответственно названия: хлорноватистая, бромноватистая, иодноватистая кислоты.

Приставка пер- применяется, чтобы обозначить более высокую степень окисления и сохраняется только для HСlO₄ (перхлорная кислота) и для соответствующих кислот других элементов VII группы. Применение приставки пер- не должно распространяться на элементы других групп.

Приставки орто- и мета- применяются, чтобы распознать кислоты, различающиеся по «содержанию воды». Одобряются следующие названия:

H₃BO₃ - ортоборная кислота

H₂SiO_{4 -} ортокремниевая кислота

H₃PO₄ - ортофосфорная кислота

H₅IO₆ - ортопериодная кислота

H₆TeO₆ - ортотеллуровая кислота

(HBO₂)n - метаборная кислота

(H₂SiO₃)n - метакремниевая кислота

(HPO₃)n - метафосфорная кислота

Приставка пиро- применяется для обозначения кислоты, состоящей из двух молекул ортокислоты с вычетом одной молекулы воды. Название пирофосфорная кислота можно сохранить для H₄P₂O₇, хотя название дифосфорная кислота предпочтительнее.

Когда приставка пероксо- применяется с тривиальными названиями кислот, она указывает замещение иона - О - ионом - О - О -. Например:

HNO₄ - пероксоазотная кислота

H₄P₂O₈ - пероксодифосфорная кислота

Кислоты, образованные из оксокислот путем замещения кислорода серой, называются тиокислотами. Когда замещено более одного атома кислорода, количество атомов серы желательно указывать:

HSCN - тиоциановая кислота

H₃PO₂S₂ - дитиофосфорная кислота

Кислоты, содержащие другие лиганды, а не кислород и серу, обозначаются обычно по номенклатуре координационных соединений.

Нижеприведенный список содержит принятые названия для некоторых оксокислот и их пероксо- и тио- производных.

H₂CO₃ - угольная кислота

HOCN - циановая кислота

HNCO - изоциановая кислота

HONC - гремучая кислота

HNO₃ - азотная кислота

HNO₂ - азотистая кислота

H₂NO₂ - нитроксильная кислота

H₂N₂O₂ - гипоазотистая кислота

H₃PO₅ - пероксомонофосфорная кислота

H₂PHO₃ - фосфоновая кислота

H₃AsO₄ - мышьяковая кислота

H₂SO₄ - серная кислота

H₂S₂O₇ - дисерная кислота

H₂S₂O₃ - тиосерная кислота

H₂SO₃ - сернистая кислота

H₂SeO₄ - селеновая кислота

H₂SeO₃ - селенистая кислота

H₂CrO₄ - хромовая кислота

H₂Cr₂O₇ - дихромовая кислота

HСlO₃ - хлорновая кислота

HBrO₄ - пербромная кислота

HBrO₃ - бромноватая кислота

HIO₃ - иодноватая кислота

HMnO₄ - пермарганцовая кислота

H₂ReO₄ - рениевая кислота

1.4.6 Номенклатура солей

Простые соли относятся к классу бинарных соединений, и их названия образуют из названий составных ионов.

Названия солей, содержащих не полностью замещенный в кислоте водород («кислые соли»), с добавлением слова «водород». В случае необходимости перед водородом указывается числовой префикс. За водородом без пробела следует название аниона:

NaHCO₃ - натрий водородкарбонат

LiH₂PO₄ - литий диводородфосфат

KHS - калий водородсульфид

В формулах двойных, тройных и др. солей катионы, кроме водорода, перечисляются в алфавитном порядке. Водород называется последним среди катионов. Если необходимо отметить присутствие какого-либо конкретного гидратированного катиона, его рассматривают как комплексный ион и указывают в названии в порядке алфавита:

KMgF₃ - калий магний фторид

NaTl (NO₃)₂ - натрий таллий (I) нитрат или натрий таллий динитрат

Na(UO₂)₃[Zn(H₂O)₆](C₂H₃O₂)₉ - нонаацетат гексааквацинк натрий триуранил (VI)

Оксидные и гидроксидные («основные») соли для целей номенклатуры следует рассматривать как двойные соли, содержащие анионы О^2- и НО^-. Сначала указывают название металла, затем слово «оксид» или «гидроксид», а затем название кислотного остатка:

BiClO - висмут оксид хлорид

MgCl(OH) - магний гидроксид хлорид

VOSO₄ - ванадий (IV) оксид сульфат

ZrCl₂O · 8H₂O - цирконий оксид дихлорид октагидрат

1.4.7 Комплексные соли Термины «координационные соединения» и «комплексные соединения» употребляются как синонимы.. Номенклатура комплексных соединений

В названиях координационных соединений центральный атом следует указывать после лигандов.

Название соединений с комплексным анионом, например К₃[Fе(СН)₆], комплексным катионом [Li(H₂О)₄]NO₃ и нейтральным комплексом [Pt(C₂H₄)(NH₃)Cl₂], в целом, строится так же, как и названия соответствующих солей или других сложных соединений. Для сравнения приведем названия этих комплексных соединений и соответствующих «некомплексных» аналогов:

K₂SO₄ K₃[Fe(CN)₆] PC1₃O [Pt(NH₃)₂Cl₂] Cu(NO₃)₂ [Li(H₂O)₄]N0₃

сульфат гексациано- оксидтри- дихлороди- нитрат нитрат тетра- калия феррат (III) хлорид амминплатина меди аквалития калия фосфора

Названия лигандов, являющихся нейтральными молекулами, обычно берутся без изменения.

Стехиометрические отношения можно указывать с помощью стехиометрических префиксов или не указывать вообще:

K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферрат (III) калия или трикалий гексацианоферрат

K₄[Fe(CN)₆] - гексацианоферрат (II) калия или тетракалий гексацианоферрат

Для сложных лигандов, которые сами содержат числительные, употребляют особые числительные: бис - 2, трис - 3, тетракис - 4:

[Co(NH₃)₃(NO₂)₃]³⁺ - тринитротриамминкобальт (III)

K₂[Zn(CNS)₄] - тетрароданоцинкат(II) калия

[Zn(H₂O)₄](NO₃)₂ - тетрааквацинка (II) нитрат

K[Au(OH)₄] - тетрагидроксоаурат (III) калия

[Pt(P(C₆H₅)₃)₂Cl₂] - дихлорбистрифенилфосфинплатина (III)

Na₂[Fe(CN)₅NO] - нитрозилпентацианоферрат (III) натрия

K₃[Fe(CN)₅CO] - карбонилпентацианоферрат (II) калия

В соответствии с рекомендациями Международного союза теоретической и прикладной химии название комплексного аниона начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере, прежде всего называют лиганды - анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: С1^- - хлоро, CN^- - циано, SО₃^2- - сульфито, ОН^- - гидроксо

CH₃COO- - ацетато

CH₃OSOO- - метилсульфито

F- - фторо

I- - иодо

O₂- - оксо

H- - гидридо или гидро

OH- - гидроксо

O₂^{2 -} - пероксо

Далее называют нейтральные лиганды. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака - аммин, для воды - аква, для оксида углерода (II) - карбонил. Число лигандов указывают греческими числительными: 1 - моно, 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя. После обозначения состава внутренней сферы называют внешнесферные катионы.

В случае неэлектролитов (комплексообразователь и лиганды образуют не внутреннюю, а единственную комплексную сферу с нулевым зарядом) вместе с лигандами степень окисления центрального атома не приводят, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.

Если центральный атом входит в состав комплексного катиона, то используют русское название элемента и в скобках указывают его степень окисления. Приведем другие примеры:

K[Fe(NH₃)₂(CN)₄] - тетрацианодиамминферрат (III) калия (NH₄)₂[Рt(OH)₂Cl₄] - дигидроксотетрахлороплатинат (IV) аммония [Сг(Н₂О)₃ Fe₃] - трифторотриаквахром

[Со(NН₃)₃(NО₂)₂C1] - динитритохлоротриамминкобальт

[Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂ - хлорид дихлоротетраамминплатины (IV)

[Ag(NH₃)₂]Cl - хлорид диамминсеребра(I).

Глава 2. Строение атома

2.1 Первые модели атома

В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 ? 10^-19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 ? 10^-28 г. В 1904 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительно заряженной сферы с вкрапленными электронами.

В 1910 г. в лаборатории Э. Резерфорда (Англия) в опытах по бомбардировке металлической фольги б - частицами было установлено, что некоторые б - частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Резерфорд заключил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окруженное электронами. Наличие положительного ядра в атоме получило подтверждение в дальнейших экспериментах. Радиусы ядер лежат в пределах 10^-14 - 10^-15 м, т.е. в 10⁴ - 10⁵ раз меньше размера атома. Резерфорд предсказал существование протона и его массу, которая в 1800 раз превышает массу электрона.

В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

2.2 Атомные спектры

При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется несколькими длинами волн. При разложении излучения на монохроматические компоненты получают спектр излучения, где отдельные его составляющие выражаются спектральными линиями. Спектры, получающиеся при излучении свободными или слабо связанными атомами (например, в газах или парах), называют атомными спектрами. Длины волн, соответствующие атомному спектру водорода, определяются уравнением Бальмера

1 1 1

= R -

л n² m² (1)

где л - длина волны;

R - постоянная Ридберга (109678 см ^{- 1} );

n и m - целые числа (n=1 для серии Лаймана, n=2 - для серии Бальме ра, n=3 - для серии Пашена; m=2,3,4 для серии Лаймана, m=3,4,5 для серии Бальмера; m= 4,5,6 - для серии Пашена).

2.3 Кванты и модель Бора

В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) н:

E = h н, (2)

где h - постоянная планка (6,626 ? 10^-34 Дж? с);

н = с / л, с - скорость света;

л - длина волны.

В 1910 г. датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер n (1,2,3,4, …), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29 ? 10 ^{- 13} м, радиус других орбит был равен:

r_n = n² (5,29 ? 10 ^{- 13}) (3)

Энергия электрона (эВ) зависит от значения главного квантового числа n:

Е_n = - 13,6 (1/ n²) (4)

Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n = 1).

Такое состояние называется основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво. При переходе с верхней орбиты на нижнюю атом излучает квант света, что экспериментально обнаруживается в виде серий атомного спектра. Значения n и m в уравнении (1) соответствуют значениям главных квантовых чисел, с которых электрон переходит (т) и на которые электрон переходит (n).

Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой.

Теория Бора получила экспериментальное подтверждение. Однако она не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии. Теория Бора оказалась непригодной для многоэлектронных атомов. Возникла необходимость в новой модели атома, основанной на открытиях в микромире.