| Formule kiselina | Nazivi kiselina | Nazivi odgovarajućih soli |
| HClO4 | hlor | perhlorati |
| HClO3 | hipohlorni | hlorati |
| HClO2 | hlorid | hloritima |
| HClO | hipohlorni | hipohloritima |
| H5IO6 | jod | periodates |
| HIO 3 | jodni | jodati |
| H2SO4 | sumporna | sulfati |
| H2SO3 | sumporna | sulfiti |
| H2S2O3 | tiosumpor | tiosulfati |
| H2S4O6 | tetrationic | tetrationati |
| HNO3 | nitrogen | nitrati |
| HNO2 | azotni | nitriti |
| H3PO4 | ortofosforni | ortofosfati |
| HPO 3 | metafosforna | metafosfati |
| H3PO3 | fosfor | fosfiti |
| H3PO2 | fosfor | hipofosfiti |
| H2CO3 | ugalj | karbonati |
| H2SiO3 | silicijum | silikati |
| HMnO4 | mangan | permanganata |
| H2MnO4 | mangan | manganata |
| H2CrO4 | hrom | hromati |
| H2Cr2O7 | dihrom | dichromats |
| HF | fluorovodonik (fluorid) | fluoridi |
| HCl | hlorovodonična (hlorovodonična) | hloridi |
| HBr | bromovodična | bromidi |
| HI | vodonik jodid | jodidi |
| H2S | hidrogen sulfid | sulfidi |
| HCN | cijanovodonik | cijanidi |
| HOCN | cijan | cijanata |
Dozvolite mi da vas ukratko podsjetim konkretni primjeri kako pravilno nazvati soli.
Primjer 1. Sol K 2 SO 4 formira se od ostatka sumporne kiseline (SO 4) i metala K. Soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati. K 2 SO 4 - kalijum sulfat.
Primjer 2. FeCl 3 - sol sadrži željezo i ostatak hlorovodonične kiseline(Cl). Naziv soli: gvožđe (III) hlorid. Napomena: in u ovom slučaju ne samo da moramo imenovati metal, već i naznačiti njegovu valenciju (III). U prethodnom primjeru to nije bilo potrebno, jer je valencija natrijuma konstantna.
Važno: naziv soli treba da ukazuje na valenciju metala samo ako metal ima promenljivu valenciju!
Primjer 3. Ba(ClO) 2 - sol sadrži barij i ostatak hipohlorne kiseline (ClO). Naziv soli: barijum hipohlorit. Valencija metala Ba u svim njegovim jedinjenjima je dva; nije potrebno naznačiti.
Primjer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupa se naziva amonijum, valencija ove grupe je konstantna. Naziv soli: amonijum dihromat (dikromat).
U gornjim primjerima naišli smo samo na tzv. srednje ili normalne soli. O kiselim, bazičnim, dvostrukim i kompleksnim solima, solima organskih kiselina ovdje neće biti govora.
Ako ste zainteresirani ne samo za nomenklaturu soli, već i za metode njihove pripreme i hemijska svojstva, preporučujem da pogledate relevantne odjeljke priručnika o hemiji: "
Kiseline su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.
Na osnovu prisustva ili odsustva kiseonika u molekuli, kiseline se dele na one koje sadrže kiseonik(H2SO4 sumporna kiselina, H 2 SO 3 sumporna kiselina, HNO 3 Azotna kiselina, H 3 PO 4 fosforna kiselina, H 2 CO 3 ugljična kiselina, H 2 SiO 3 silicijska kiselina) i bez kiseonika(HF fluorovodonična kiselina, HCl hlorovodonična kiselina (hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H 2 S hidrosulfidna kiselina).
U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, kiseline su jednobazne (sa 1 H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je jednobazna, jer njena molekula sadrži jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvobazni, itd.
Postoji vrlo malo neorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom.
Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.
Kiseli ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - to su složeni ostaci.
U vodenim rastvorima, tokom reakcija razmene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:
H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl
Reč anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,
H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.
Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji tvori kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 – ugalj; H 2 SiO 3 – silicijum itd.
Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivima kiselina bit će kada element pokazuje veću valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti „prazan“: HNO 3 - dušik, HNO 2 - dušik.
Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi nerastvorljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika se također dobivaju direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje rezultirajućeg spoja u vodi:
H 2 + Cl 2 → 2 HCl;
H 2 + S → H 2 S.
Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H 2 S su kiseline.
U normalnim uslovima, kiseline postoje u tečnom i čvrstom stanju.
Hemijska svojstva kiselina
Otopine kiseline djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske) su visoko rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.
Indikatori su supstance složena struktura. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalije. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u rastvorima baza imaju drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, a lakmusov indikator također postaje crven.
Interakcija sa bazama s stvaranjem vode i soli, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):
H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.
Interakcija s baznim oksidima sa stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:
H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.
Interakcija sa metalima.
Da bi kiseline stupile u interakciju sa metalima, moraju biti ispunjeni određeni uslovi:
1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što se metal dalje nalazi u seriji aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji sa kiselinama;
2. kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da donira ione vodonika H+).
Kada curi hemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;
Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.
Imate još pitanja? Želite li saznati više o kiselinama?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!
blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.
Nemojte podcjenjivati ulogu kiselina u našim životima, jer su mnoge od njih jednostavno nezamjenjive Svakodnevni život. Prvo, prisjetimo se šta su kiseline. To su složene supstance. Formula je napisana na sljedeći način: HnA, gdje je H vodonik, n je broj atoma, A je kiselinski ostatak.
Glavna svojstva kiselina uključuju sposobnost zamjene molekula atoma vodika atomima metala. Većina njih nije samo zajeda, već je i vrlo otrovna. Ali postoje i oni s kojima se susrećemo stalno, bez štete po zdravlje: vitamin C, limunska kiselina, mliječna kiselina. Razmotrimo osnovna svojstva kiselina.
Fizička svojstva
Fizička svojstva kiselina često daju naznake o njihovom karakteru. Kiseline mogu postojati u tri oblika: čvrsti, tečni i gasoviti. Na primjer: dušična (HNO3) i sumporna kiselina (H2SO4) su bezbojne tekućine; borna (H3BO3) i metafosforna (HPO3) su čvrste kiseline. Neki od njih imaju boju i miris. Različite kiseline se različito otapaju u vodi. Postoje i nerastvorljivi: H2SiO3 - silicijum. Tečne supstance imaju kiselkast ukus. Neke kiseline su dobile naziv po plodovima u kojima se nalaze: jabučna kiselina, limunska kiselina. Drugi su dobili ime po hemijskim elementima koje sadrže.
Klasifikacija kiselina
Kiseline se obično klasifikuju prema nekoliko kriterijuma. Prvi se zasniva na sadržaju kiseonika u njima. Naime: sa sadržajem kiseonika (HClO4 - hlor) i bez kiseonika (H2S - vodonik sulfid).
Po broju atoma vodika (po bazičnosti):
- Jednobazni – sadrži jedan atom vodonika (HMnO4);
- Dvobazni – ima dva atoma vodonika (H2CO3);
- Tribazni, prema tome, imaju tri atoma vodika (H3BO);
- Višebazni - imaju četiri ili više atoma, rijetki su (H4P2O7).
Po razredu hemijska jedinjenja, dijele se na organske i neorganske kiseline. Prvi se uglavnom nalaze u proizvodima biljnog porijekla: sirćetna, mlečna, nikotinska, askorbinska kiselina. TO neorganske kiseline uključuju: sumpor, azot, bor, arsen. Raspon njihove primjene je prilično širok, od industrijskih potreba (proizvodnja boja, elektrolita, keramike, gnojiva itd.) do kuhanja ili čišćenja kanalizacije. Kiseline se takođe mogu klasifikovati po jačini, isparljivosti, stabilnosti i rastvorljivosti u vodi.
Hemijska svojstva
Razmotrimo osnovna hemijska svojstva kiselina.
- Prvi je interakcija sa indikatorima. Kao indikatori se koriste lakmus, metilnarandža, fenolftalein i univerzalni indikatorski papir. U kiselim otopinama, boja indikatora će promijeniti boju: lakmus i univerzalni ind. papir će postati crven, metilnarandžasta će postati ružičasta, fenolftalein će ostati bezbojan.
- Druga je interakcija kiselina sa bazama. Ova reakcija se naziva i neutralizacija. Kiselina reagira s bazom, što rezultira sol + voda. Na primjer: H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2 H2O.
- Budući da su gotovo sve kiseline vrlo topljive u vodi, neutralizacija se može provesti i sa rastvorljivim i nerastvorljivim bazama. Izuzetak je silicijumska kiselina, koja je gotovo nerastvorljiva u vodi. Za neutralizaciju su potrebne baze kao što su KOH ili NaOH (topive su u vodi).
- Treća je interakcija kiselina sa bazičnim oksidima. Ovdje se također javlja reakcija neutralizacije. Bazni oksidi su bliski „srodnici“ baza, pa je reakcija ista. Ova oksidaciona svojstva kiselina koristimo vrlo često. Na primjer, za uklanjanje rđe iz cijevi. Kiselina reaguje sa oksidom i formira rastvorljivu so.
- Četvrto - reakcija s metalima. Ne reaguju svi metali jednako dobro sa kiselinama. Dijele se na aktivne (K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn. Pb) i neaktivne (Cu, Hg, Ag, Pt, Au). Također je vrijedno obratiti pažnju na jačinu kiseline (jaka, slaba). Na primjer, hlorovodonična i sumporna kiselina sposobne su reagirati sa svim neaktivnim metalima, dok su limunska i oksalna kiselina toliko slabe da vrlo sporo reagiraju čak i s aktivnim metalima.
- Peto, reakcija kiselina koje sadrže kisik na zagrijavanje. Gotovo sve kiseline u ovoj grupi se razlažu kada se zagrijavaju na kisikov oksid i vodu. Izuzetak su ugljena kiselina (H3PO4) i sumporna kiselina (H2SO4). Kada se zagreju, razlažu se na vodu i gas. Ovo se mora zapamtiti. To su sva osnovna svojstva kiselina.
Kiseline su hemijska jedinjenja koja su sposobna da doniraju električki nabijeni vodikov jon (kation) i takođe prihvate dva elektrona u interakciji, što rezultira formiranjem kovalentne veze.
U ovom članku ćemo pogledati glavne kiseline koje se proučavaju u srednjoj školi. srednje škole, a također naučiti mnoge zanimljivosti o raznim kiselinama. Hajde da počnemo.
Kiseline: vrste
U hemiji postoji mnogo različitih kiselina koje imaju vrlo različita svojstva. Hemičari razlikuju kiseline prema sadržaju kiseonika, isparljivosti, rastvorljivosti u vodi, jačini, stabilnosti, bilo da su organske ili neorganska klasa hemijska jedinjenja. U ovom članku ćemo pogledati tabelu koja predstavlja najpoznatije kiseline. Tabela će vam pomoći da zapamtite naziv kiseline i njenu hemijsku formulu.
Dakle, sve je jasno vidljivo. Ova tabela prikazuje najpoznatije kiseline u hemijskoj industriji. Tabela će vam pomoći da zapamtite imena i formule mnogo brže.
Vodonik sulfidna kiselina
H 2 S je hidrosulfidna kiselina. Njegova posebnost je u tome što je i gas. Vodonik sulfid je veoma slabo rastvorljiv u vodi, a takođe je u interakciji sa mnogim metalima. Sumporovodikova kiselina pripada grupi "slabih kiselina", čije ćemo primjere razmotriti u ovom članku.
H 2 S ima blago slatkast ukus, a takođe i veoma oštar miris pokvarena jaja. U prirodi se može naći u prirodnim ili vulkanskim gasovima, a oslobađa se i prilikom raspadanja proteina.
Svojstva kiselina su vrlo raznolika; čak i ako je kiselina nezamjenjiva u industriji, može biti vrlo štetna za ljudsko zdravlje. Ova kiselina je veoma toksična za ljude. Kada se udahne mala količina vodonik sulfida, osoba se budi glavobolja, počinje jaka mučnina i vrtoglavica. Ako osoba udahne veliki broj H 2 S, može dovesti do napadaja, kome ili čak trenutne smrti.
Sumporna kiselina
H 2 SO 4 je jaka sumporna kiselina sa kojom se deca upoznaju na časovima hemije u 8. razredu. Hemijske kiseline kao što je sumporna kiselina su veoma jaki oksidanti. H 2 SO 4 djeluje kao oksidant na mnoge metale, kao i na bazične okside.
H 2 SO 4 u kontaktu sa kožom ili odjećom izaziva hemijske opekotine, međutim, nije tako toksičan kao sumporovodik.
Azotna kiselina
Jake kiseline su veoma važne u našem svetu. Primjeri takvih kiselina: HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 je dobro poznata azotna kiselina. Našao je široku primenu u industriji, kao i u poljoprivreda. Koristi se za izradu raznih đubriva, u nakitu, pri štampanju fotografija, u proizvodnji lijekovi i boje, kao i u vojnoj industriji.
Takve hemijske kiseline, kao i azot, veoma su štetni za organizam. Pare HNO 3 ostavljaju čireve i uzrokuju akutna upala i iritacija disajnih puteva.
Dušična kiselina
Dušična kiselina se često miješa sa dušičnom kiselinom, ali postoji razlika između njih. Činjenica je da je mnogo slabiji od dušika, ima potpuno drugačija svojstva i djelovanje na ljudski organizam.
HNO 2 je našao široku primenu u hemijskoj industriji.
Fluorovodonična kiselina
Fluorovodonična kiselina (ili fluorovodonik) je rastvor H 2 O sa HF. Formula kiseline je HF. Fluorovodonična kiselina se vrlo aktivno koristi u industriji aluminija. Koristi se za otapanje silikata, jetkanja silicijuma i silikatnog stakla.
Vodonik-fluorid je vrlo štetan za ljudski organizam i, ovisno o svojoj koncentraciji, može biti blagi narkotik. U slučaju kontakta s kožom, u početku nema promjena, ali nakon nekoliko minuta se mogu pojaviti. oštra bol i hemijske opekotine. Fluorovodonična kiselina je veoma štetna za životnu sredinu.
Hlorovodonična kiselina
HCl je hlorovodonik i jaka je kiselina. Hlorovodonik zadržava svojstva kiselina koje pripadaju grupi jakih kiselina. Kiselina je providna i bezbojna po izgledu, ali se dimi u vazduhu. Hlorovodonik se široko koristi u metalurškoj i prehrambenoj industriji.
Ova kiselina izaziva hemijske opekotine, ali je ulazak u oči posebno opasan.
Fosforna kiselina
Fosforna kiselina (H 3 PO 4) je po svojim svojstvima slaba kiselina. Ali čak i slabe kiseline mogu imati svojstva jakih. Na primjer, H 3 PO 4 se koristi u industriji za obnavljanje željeza od rđe. Osim toga, fosforna (ili ortofosforna) kiselina se široko koristi u poljoprivredi - od nje se proizvode mnoga različita gnojiva.
Svojstva kiselina su vrlo slična - gotovo svaka od njih je vrlo štetna za ljudski organizam, H 3 PO 4 nije izuzetak. Na primjer, ova kiselina također uzrokuje teške hemijske opekotine, krvarenje iz nosa i lomljenje zuba.
Ugljena kiselina
H 2 CO 3 je slaba kiselina. Dobija se otapanjem CO 2 ( ugljen-dioksid) u H 2 O (voda). Ugljena kiselina koristi se u biologiji i biohemiji.
Gustina raznih kiselina
Gustina kiselina zauzima važno mjesto u teorijskom i praktičnom dijelu hemije. Poznavajući gustinu, možete odrediti koncentraciju određene kiseline, riješiti probleme kemijskog proračuna i dodati ispravnu količinu kiseline kako biste završili reakciju. Gustoća bilo koje kiseline mijenja se ovisno o koncentraciji. Na primjer, što je veći procenat koncentracije, to je veća gustina.
Opća svojstva kiselina
Apsolutno sve kiseline jesu (odnosno, sastoje se od nekoliko elemenata periodnog sistema), a u svom sastavu nužno uključuju H (vodik). Zatim ćemo pogledati koji su uobičajeni:
- Sve kiseline koje sadrže kisik (u čijoj je formuli prisutan O) pri razgradnji tvore vodu, a također i kiseline bez kisika se razlažu u jednostavne tvari (na primjer, 2HF se razlaže na F 2 i H 2).
- Oksidirajuće kiseline reaguju sa svim metalima u nizu aktivnosti metala (samo onima koji se nalaze lijevo od H).
- Oni stupaju u interakciju s raznim solima, ali samo s onima koje je formirala još slabija kiselina.
Prema sopstvenim fizička svojstva kiseline se oštro razlikuju jedna od druge. Na kraju krajeva, oni mogu imati miris ili ne, a također mogu biti različiti agregatna stanja: tečni, gasoviti i čak čvrsti. Čvrste kiseline su veoma zanimljive za proučavanje. Primjeri takvih kiselina: C 2 H 2 0 4 i H 3 BO 3.
Koncentracija
Koncentracija je vrijednost koja određuje kvantitativni sastav bilo koje otopine. Na primjer, kemičari često moraju odrediti koliko je čiste sumporne kiseline prisutno u razrijeđenoj kiselini H 2 SO 4. Da bi to učinili, sipaju malu količinu razrijeđene kiseline u mjernu čašu, izvagaju je i određuju koncentraciju pomoću grafikona gustoće. Koncentracija kiselina je usko povezana s gustoćom; često, prilikom određivanja koncentracije, postoje računski problemi gdje je potrebno odrediti postotak čiste kiseline u otopini.
Klasifikacija svih kiselina prema broju H atoma u njihovoj hemijskoj formuli
Jedna od najpopularnijih klasifikacija je podjela svih kiselina na jednobazne, dvobazne i, shodno tome, trobazne kiseline. Primeri jednobaznih kiselina: HNO 3 (azotna), HCl (hlorovodonična), HF (fluorovodonična) i druge. Ove kiseline se nazivaju jednobaznim, jer sadrže samo jedan atom H. Takvih kiselina je mnogo, nemoguće je zapamtiti apsolutno svaku. Samo trebate zapamtiti da se kiseline također klasificiraju prema broju H atoma u njihovom sastavu. Slično su definirane i dvobazne kiseline. Primjeri: H 2 SO 4 (sumporni), H 2 S (vodonik sulfid), H 2 CO 3 (ugalj) i drugi. Tribazni: H 3 PO 4 (fosforni).
Osnovna klasifikacija kiselina
Jedna od najpopularnijih klasifikacija kiselina je njihova podjela na one koje sadrže kisik i bez kisika. Kako zapamtiti bez znanja hemijska formula tvari koje su kiseline koje sadrže kisik?
Sve kiseline bez kiseonika ne sadrže važan element O je kiseonik, ali sadrži H. Stoga se uz njihovo ime uvijek vezuje riječ “vodonik”. HCl je H 2 S - vodonik sulfid.
Ali možete napisati i formulu zasnovanu na nazivima kiselina koje sadrže kiseline. Na primjer, ako je broj O atoma u tvari 4 ili 3, nazivu se uvijek dodaje sufiks -n-, kao i završetak -aya-:
- H 2 SO 4 - sumpor (broj atoma - 4);
- H 2 SiO 3 - silicijum (broj atoma - 3).
Ako tvar ima manje od tri atoma kisika ili tri, tada se sufiks -ist- koristi u nazivu:
- HNO 2 - azotni;
- H 2 SO 3 - sumpor.
Opća svojstva
Sve kiseline imaju kiselkast i često blago metalni ukus. Ali postoje i druga slična svojstva koja ćemo sada razmotriti.
Postoje supstance koje se nazivaju indikatori. Indikatori mijenjaju boju, ili boja ostaje, ali se mijenja njena nijansa. Ovo se dešava kada na indikatore utiču druge supstance, kao što su kiseline.
Primjer promjene boje je tako poznati proizvod kao što su čaj i limunska kiselina. Kada se limun doda u čaj, čaj postepeno počinje da primetno svetli. To je zbog činjenice da limun sadrži limunsku kiselinu.
Ima i drugih primjera. Lakmus, koji u neutralnom okruženju ima ljubičasta boja pocrveni kada se doda hlorovodonična kiselina.
Kada su napetosti u nizu napetosti prije vodonika, oslobađaju se mjehurići plina - H. Međutim, ako se metal koji je u zateznoj seriji nakon H stavi u epruvetu s kiselinom, tada neće doći do reakcije, neće biti evolucija gasa. Dakle, bakar, srebro, živa, platina i zlato neće reagovati sa kiselinama.
U ovom članku smo ispitali najpoznatije kemijske kiseline, kao i njihova glavna svojstva i razlike.
Klasifikacija neorganskih supstanci sa primerima jedinjenja
Hajde da detaljnije analiziramo gore prikazanu klasifikacionu šemu.
Kao što vidimo, prije svega, sve neorganske tvari se dijele na jednostavno I kompleks:
Jednostavne supstance To su supstance koje su formirane od atoma samo jednog hemijskog elementa. Na primjer, jednostavne tvari su vodonik H2, kisik O2, željezo Fe, ugljik C, itd.
Među jednostavnim supstancama postoje metali, nemetali I plemeniti gasovi:
Metali formiraju hemijski elementi koji se nalaze ispod dijagonale bor-astatin, kao i svi elementi koji se nalaze u bočnim grupama.
Plemeniti gasovi formiran od hemijskih elemenata grupe VIIA.
Nemetali formirani su od hemijskih elemenata koji se nalaze iznad dijagonale bor-astatin, sa izuzetkom svih elemenata bočnih podgrupa i plemenitih gasova koji se nalaze u grupi VIIIA:
Nazivi jednostavnih supstanci najčešće se poklapaju s nazivima kemijskih elemenata od čijih atoma nastaju. Međutim, za mnoge hemijske elemente fenomen alotropije je široko rasprostranjen. Alotropija je fenomen kada je jedan hemijski element sposoban da formira nekoliko jednostavnih supstanci. Na primjer, u slučaju kemijskog elementa kisika moguće je postojanje molekularnih spojeva sa formulama O 2 i O 3. Prva supstanca se obično naziva kiseonikom na isti način kao i hemijski element od čijih atoma nastaje, a druga supstanca (O3) se obično naziva ozon. Ispod jednostavna supstanca Ugljik može značiti bilo koju od njegovih alotropnih modifikacija, na primjer, dijamant, grafit ili fulerene. Jednostavna tvar fosfor može se shvatiti kao njegove alotropne modifikacije, kao što su bijeli fosfor, crveni fosfor, crni fosfor.
Kompleksne supstance
Kompleksne supstance su supstance formirane od atoma dva ili više hemijskih elemenata.
Na primjer, složene tvari su amonijak NH 3, sumporna kiselina H 2 SO 4, gašeno vapno Ca (OH) 2 i bezbroj drugih.
Među teškim neorganske supstance Postoji 5 glavnih klasa, naime oksidi, baze, amfoterni hidroksidi, kiseline i soli:
Oksidi - složene supstance formirane od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju -2.
Opšta formula oksida može se napisati kao E x O y, gdje je E simbol kemijskog elementa.
Nomenklatura oksida
Naziv oksida hemijskog elementa zasniva se na principu:
Na primjer:
Fe 2 O 3 - gvožđe (III) oksid; CuO—bakar(II) oksid; N 2 O 5 - dušikov oksid (V)
Često možete pronaći informacije da je valencija elementa naznačena u zagradama, ali to nije slučaj. Tako je, na primjer, oksidacijsko stanje dušika N 2 O 5 +5, a valencija, čudno, četiri.
Ako kemijski element ima jedno pozitivno oksidacijsko stanje u spojevima, tada oksidacijsko stanje nije naznačeno. Na primjer:
Na 2 O - natrijum oksid; H 2 O - vodonik oksid; ZnO - cink oksid.
Klasifikacija oksida
Oksidi se prema svojoj sposobnosti stvaranja soli pri interakciji sa kiselinama ili bazama dijele na formiranje soli I ne stvaraju soli.
Malo je oksida koji ne stvaraju soli; svi su formirani od nemetala u oksidacionom stanju +1 i +2. Treba zapamtiti listu oksida koji ne stvaraju soli: CO, SiO, N 2 O, NO.
Oksidi koji tvore soli dijele se na osnovni, kiselo I amfoterično.
Osnovni oksidi To su oksidi koji u reakciji s kiselinama (ili kiselim oksidima) stvaraju soli. U bazične okside spadaju oksidi metala u oksidacionom stanju +1 i +2, sa izuzetkom oksida BeO, ZnO, SnO, PbO.
Kiseli oksidi To su oksidi koji u reakciji s bazama (ili bazičnim oksidima) stvaraju soli. Kiseli oksidi su skoro svi oksidi nemetala sa izuzetkom CO, NO, N 2 O, SiO, koji ne stvaraju soli, kao i svi oksidi metala u visokim oksidacionim stanjima (+5, +6 i +7).
Amfoterni oksidi nazivaju se oksidi koji mogu reagirati i sa kiselinama i sa bazama, a kao rezultat ovih reakcija nastaju soli. Takvi oksidi imaju dvojaku kiselinsko-baznu prirodu, odnosno mogu pokazati svojstva i kiselih i bazičnih oksida. Amfoterni oksidi uključuju metalne okside u oksidacionim stanjima +3, +4, kao i okside BeO, ZnO, SnO i PbO kao izuzetak.
Neki metali mogu formirati sve tri vrste oksida koji stvaraju soli. Na primjer, hrom formira osnovni oksid CrO, amfoterni oksid Cr 2 O 3 i kiseli oksid CrO3.
Kao što vidite, kiselinsko-bazna svojstva metalnih oksida direktno zavise od stepena oksidacije metala u oksidu: što je veći stepen oksidacije, kisela svojstva su izraženija.
Razlozi
Razlozi - jedinjenja formule Me(OH) x, gdje je x najčešće jednako 1 ili 2.
Klasifikacija baza
Baze se klasifikuju prema broju hidroksilnih grupa u jednoj strukturnoj jedinici.
Baze sa jednom hidrokso grupom, tj. tip MeOH se naziva monokiselinske baze, sa dvije hidrokso grupe, tj. tip Me(OH) 2, respektivno, dijakiselina itd.
Baze se takođe dele na rastvorljive (alkalije) i nerastvorljive.
Alkalije uključuju isključivo hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i talij hidroksid TlOH.
Nomenklatura baza
Naziv fondacije zasniva se na sljedećem principu:
Na primjer:
Fe(OH) 2 - gvožđe (II) hidroksid,
Cu(OH) 2 - bakar (II) hidroksid.
U slučajevima kada je metal složene supstance ima konstantno stanje oksidacije; nije potrebno to naznačiti. Na primjer:
NaOH - natrijum hidroksid,
Ca(OH) 2 - kalcijum hidroksid, itd.
Kiseline
Kiseline - složene tvari čije molekule sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti metalom.
Opća formula kiselina može se napisati kao H x A, gdje su H atomi vodika koji se mogu zamijeniti metalom, a A je kiseli ostatak.
Na primjer, kiseline uključuju spojeve kao što su H2SO4, HCl, HNO3, HNO2, itd.
Klasifikacija kiselina
Prema broju atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom, kiseline se dijele na:
- O baznih kiselina: HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;
- d bazične kiseline: H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3;
- T rehobazične kiseline: H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .
Treba napomenuti da broj atoma vodika u slučaju organskih kiselina najčešće ne odražava njihovu bazičnost. Na primjer, sirćetna kiselina sa formulom CH 3 COOH, uprkos prisustvu 4 atoma vodika u molekulu, nije tetra-, već jednobazni. Bazičnost organskih kiselina određena je brojem karboksilnih grupa (-COOH) u molekulu.
Takođe, na osnovu prisustva kiseonika u molekulima, kiseline se dele na bezkiseoničke (HF, HCl, HBr itd.) i koje sadrže kiseonik (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itd.) . Zovu se i kiseline koje sadrže kiseonik oksokiseline.
Možete pročitati više o klasifikaciji kiselina.
Nomenklatura kiselina i kiselih ostataka
Sljedeću listu imena i formula kiselina i kiselih ostataka morate naučiti.
U nekim slučajevima, niz sljedećih pravila može olakšati pamćenje.
Kao što se može vidjeti iz gornje tabele, konstrukcija sistematska imena kiseline bez kiseonika izgledaju ovako:
Na primjer:
HF—fluorovodonična kiselina;
HCl—hlorovodonična kiselina;
H 2 S je hidrosulfidna kiselina.
Nazivi kiselih ostataka kiselina bez kiseonika zasnivaju se na principu:
Na primjer, Cl - - hlorid, Br - - bromid.
Imena kiselina koje sadrže kiseonik dobijaju se dodavanjem elementa koji tvori kiselinu imenu razni sufiksi i završetke. Na primjer, ako element koji stvara kiselinu u kiselini koja sadrži kisik ima najviši stepen oksidacije, tada se naziv takve kiseline konstruira na sljedeći način:
Na primjer, sumporna kiselina H 2 S +6 O 4, hromna kiselina H 2 Cr +6 O 4.
Sve kiseline koje sadrže kiseonik se takođe mogu klasifikovati kao kiseli hidroksidi jer sadrže hidroksilne grupe (OH). Na primjer, to se može vidjeti iz sljedećih grafičkih formula nekih kiselina koje sadrže kisik:
Tako se sumporna kiselina inače može nazvati sumpornim (VI) hidroksidom, azotna kiselina - azot (V) hidroksidom, fosforna kiselina - fosfor (V) hidroksidom, itd. U ovom slučaju, broj u zagradama karakterizira stupanj oksidacije elementa koji stvara kiselinu. Ova verzija naziva kiselina koje sadrže kiseonik mnogima se može činiti krajnje neuobičajenim, ali povremeno se takva imena mogu naći u stvarnim KIM-ovima Jedinstvenog državnog ispita iz hemije u zadacima o klasifikaciji neorganskih supstanci.
Amfoterni hidroksidi
Amfoterni hidroksidi - metalni hidroksidi koji imaju dvojaku prirodu, tj. sposoban da pokaže i svojstva kiselina i svojstva baza.
Metalni hidroksidi u oksidacionim stanjima +3 i +4 su amfoterni (kao i oksidi).
Takođe, kao izuzeci, amfoterni hidroksidi uključuju jedinjenja Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, uprkos oksidacionom stanju metala u njima +2.
Za amfoterne hidrokside tro- i četverovalentnih metala moguće je postojanje orto- i meta-oblika, koji se međusobno razlikuju po jednom molekulu vode. Na primjer, aluminijum(III) hidroksid može postojati u orto obliku Al(OH)3 ili metaobliku AlO(OH) (metahidroksid).
Budući da, kao što je već spomenuto, amfoterni hidroksidi pokazuju i svojstva kiselina i svojstva baza, njihova formula i naziv se također mogu napisati drugačije: ili kao baza ili kao kiselina. Na primjer:
soli
Na primjer, soli uključuju spojeve kao što su KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3, itd.
Gore predstavljena definicija opisuje sastav većine soli, međutim, postoje soli koje ne potpadaju pod nju. Na primjer, umjesto katjona metala, sol može sadržavati amonijeve katione ili njegove organske derivate. One. soli uključuju spojeve kao što su, na primjer, (NH 4) 2 SO 4 (amonijum sulfat), + Cl - (metil amonijum hlorid) itd.
Klasifikacija soli
S druge strane, soli se mogu smatrati produktima zamjene katjona vodika H+ u kiselini drugim kationima, ili kao produktima zamjene hidroksidnih jona u bazama (ili amfoternih hidroksida) drugim anionima.
Uz potpunu zamjenu, tzv prosjek ili normalno sol. Na primjer, potpunom zamjenom katjona vodika u sumpornoj kiselini katjonima natrijuma nastaje prosječna (normalna) sol Na 2 SO 4, a potpunom zamjenom hidroksidnih jona u bazi Ca (OH) 2 kiselim ostacima nitratnih jona , formira se prosječna (normalna) sol Ca(NO3)2.
Soli dobivene nepotpunom zamjenom vodikovih kationa u dvobaznoj (ili više) kiselini metalnim kationima nazivaju se kiselim. Dakle, kada se vodikovi kationi u sumpornoj kiselini nepotpuno zamijene kationima natrijuma, nastaje kisela sol NaHSO 4.
Soli koje nastaju nepotpunom zamjenom hidroksidnih jona u dvokiselinskim (ili više) bazama nazivaju se baze. O jake soli. Na primjer, nepotpunom zamjenom hidroksidnih jona u bazi Ca(OH) 2 sa nitratnim ionima, nastaje baza O bistra sol Ca(OH)NO3.
Soli koje se sastoje od katjona dva različita metala i anjona kiselih ostataka samo jedne kiseline nazivaju se dvostruke soli. Tako, na primjer, dvostruke soli su KNaCO 3, KMgCl 3 itd.
Ako se sol formira od jedne vrste kationa i dvije vrste kiselih ostataka, takve soli se nazivaju mješovite. Na primjer, miješane soli su spojevi Ca(OCl)Cl, CuBrCl, itd.
Postoje soli koje ne potpadaju pod definiciju soli kao produkta zamjene katjona vodika u kiselinama metalnim kationima ili produkta zamjene hidroksidnih iona u bazama anionima kiselih ostataka. To su kompleksne soli. Na primjer, kompleksne soli su natrijum tetrahidroksozinkat i tetrahidroksoaluminat sa formulama Na 2 i Na, respektivno. Kompleksne soli se među ostalima najčešće mogu prepoznati po prisustvu uglastih zagrada u formuli. Međutim, morate razumjeti da da bi se supstanca klasificirala kao sol, ona mora sadržavati neke katione osim (ili umjesto) H +, a anioni moraju sadržavati neke anione osim (ili umjesto) OH - . Tako, na primjer, jedinjenje H2 ne pripada klasi kompleksnih soli, jer kada se odvoji od katjona, u otopini su prisutni samo katjoni vodonika H +. Na osnovu vrste disocijacije, ovu supstancu treba klasifikovati kao kompleksnu kiselinu bez kiseonika. Isto tako, OH spoj ne spada u soli, jer ovu vezu sastoji se od katjona + i hidroksidnih jona OH -, tj. treba ga smatrati sveobuhvatnom osnovom.
Nomenklatura soli
Nomenklatura srednjih i kiselih soli
Naziv srednjih i kiselih soli zasniva se na principu:
Ako je oksidacijsko stanje metala u složenim tvarima konstantno, onda to nije naznačeno.
Nazivi kiselinskih ostataka su navedeni gore kada se razmatra nomenklatura kiselina.
Na primjer,
Na 2 SO 4 - natrijum sulfat;
NaHSO 4 - natrijum hidrogen sulfat;
CaCO 3 - kalcijum karbonat;
Ca(HCO 3) 2 - kalcijum bikarbonat itd.
Nomenklatura osnovnih soli
Nazivi glavnih soli zasnivaju se na principu:
Na primjer:
(CuOH) 2 CO 3 - bakar (II) hidroksikarbonat;
Fe(OH) 2 NO 3 - gvožđe (III) dihidroksonitrat.
Nomenklatura kompleksnih soli
Nomenklatura složenih spojeva je mnogo složenija, a da biste položili Jedinstveni državni ispit ne morate mnogo znati o nomenklaturi kompleksnih soli.
Trebali biste znati imenovati kompleksne soli dobivene reakcijom alkalnih otopina sa amfoterni hidroksidi. Na primjer:
*Iste boje u formuli i nazivu označavaju odgovarajuće elemente formule i imena.
Trivijalni nazivi neorganskih supstanci
Pod trivijalnim nazivima podrazumijevamo nazive supstanci koje nisu povezane, ili slabo povezane, sa svojim sastavom i strukturom. Trivijalna imena određuju se, po pravilu, ili istorijskim razlozima ili fizičkim ili hemijska svojstva podaci o vezi.
Lista trivijalnih naziva neorganskih supstanci koje trebate znati:
| Na 3 | kriolit |
| SiO2 | kvarc, silicijum dioksid |
| FeS 2 | pirit, željezni pirit |
| CaSO 4 ∙2H 2 O | gips |
| CaC2 | kalcijum karbida |
| Al 4 C 3 | aluminijum karbida |
| KOH | kaustični kalijum |
| NaOH | kaustična soda, kaustična soda |
| H2O2 | vodikov peroksid |
| CuSO 4 ∙5H 2 O | bakar sulfat |
| NH4Cl | amonijak |
| CaCO3 | kreda, mermer, krečnjak |
| N2O | gas za smeh |
| NE 2 | smeđi gas |
| NaHCO3 | soda bikarbona |
| Fe3O4 | gvozdena vaga |
| NH 3 ∙H 2 O (NH 4 OH) | amonijak |
| CO | ugljen monoksid |
| CO2 | ugljen-dioksid |
| SiC | karborund (silicijum karbid) |
| PH 3 | fosfin |
| NH 3 | amonijak |
| KClO3 | Bertholetova so (kalijev hlorat) |
| (CuOH)2CO3 | malahit |
| CaO | živog vapna |
| Ca(OH)2 | gašeno vapno |
| transparentan vodeni rastvor Ca(OH)2 | krečna voda |
| suspenzija čvrstog Ca(OH) 2 u njegovom vodenom rastvoru | krečno mleko |
| K2CO3 | potash |
| Na 2 CO 3 | soda pepela |
| Na 2 CO 3 ∙10H 2 O | kristalna soda |
| MgO | magnezija |