Vzorce soli: princípy zloženia. Soli: príklady, zloženie, názvy a chemické vlastnosti

Soli sa nazývajú elektrolyty, ktoré disociujú vo vodných roztokoch za vzniku kovového katiónu a aniónu zvyšku kyseliny.
Klasifikácia solí je uvedená v tabuľke. deväť.

Pri písaní vzorcov pre akékoľvek soli je potrebné dodržať jedno pravidlo: celkové náboje katiónov a aniónov sa musia v absolútnej hodnote rovnať. Na základe toho by mali byť umiestnené indexy. Napríklad pri písaní vzorca pre dusičnan hlinitý berieme do úvahy, že náboj katiónu hliníka je +3 a náboj pitrátového iónu je 1: AlNO 3 (+3) a pomocou indexov vyrovnáme nábojov (najmenší spoločný násobok 3 a 1 je 3. Vydelíme 3 absolútnou hodnotou náboja katiónu hliníka - dostaneme index. Vydelíme 3 absolútnou hodnotou náboja aniónu NO 3 - dostaneme index 3). Vzorec: Al(NO 3) 3

Priemerné alebo normálne soli obsahujú iba katióny kovov a anióny zvyškov kyselín. Ich názvy sú odvodené od latinského názvu prvku, ktorý tvorí zvyšok kyseliny pridaním príslušnej koncovky v závislosti od oxidačného stavu tohto atómu. Napríklad soľ kyseliny sírovej Na 2 SO 4 sa nazýva (oxidačný stav síry +6), soľ Na 2 S - (oxidačný stav síry -2) atď. V tabuľke. 10 sú uvedené názvy solí tvorených najpoužívanejšími kyselinami.

Názvy stredných solí sú základom všetkých ostatných skupín solí.

■ 106 Napíšte vzorce pre nasledujúce stredné soli: a) síran vápenatý; b) dusičnan horečnatý; c) chlorid hlinitý; d) sulfid zinočnatý; e) ; e) uhličitan draselný; g) kremičitan vápenatý; h) fosforečnan železitý.

Kyslé soli sa líšia od stredných solí tým, že okrem kovového katiónu obsahujú vodíkový katión, napríklad NaHC03 alebo Ca(H2PO4)2. Soľ kyseliny možno považovať za produkt neúplného nahradenia atómov vodíka v kyseline kovom. Preto môžu byť kyslé soli tvorené len dvomi alebo viacerými zásaditými kyselinami.
Zloženie molekuly soli kyseliny zvyčajne zahŕňa "kyslý" ión, ktorého náboj závisí od stupňa disociácie kyseliny. Napríklad disociácia kyseliny fosforečnej prebieha v troch krokoch:

V prvom štádiu disociácie sa vytvorí jednotlivo nabitý anión H2PO4. Preto v závislosti od náboja kovového katiónu budú vzorce soli vyzerať ako NaH 2 PO 4, Ca (H 2 PO 4) 2, Ba (H 2 PO 4) 2 atď. V druhom štádiu disociácie a vzniká anión HPO s dvojitým nábojom 2 4 - . Vzorce solí budú vyzerať takto: Na 2 HPO 4, CaHPO 4 atď. Tretí stupeň disociácie kyslých solí nedáva.
Názvy kyslých solí sú tvorené z názvov stredných solí s pridaním predpony hydro- (zo slova „hydrogenium“ -):
NaHCO 3 - hydrogénuhličitan sodný KHSO 4 - hydrogénsíran draselný CaHPO 4 - hydrogenfosforečnan vápenatý
Ak kyslý ión obsahuje dva atómy vodíka, napríklad H 2 PO 4 -, k názvu soli sa pridáva predpona di- (dva): NaH 2 PO 4 - dihydrogenfosforečnan sodný, Ca (H 2 PO 4) 2 - dihydrogenfosforečnan vápenatý a t d.

■ 107. Napíšte vzorce nasledujúcich solí kyselín: a) hydrosíran vápenatý; b) dihydrofosforečnan horečnatý; c) hydrofosforečnan hlinitý; d) hydrogénuhličitan bárnatý; e) hydrosiričitan sodný; e) hydrosiričitan horečnatý.
108. Je možné získať kyslé soli kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej? Svoju odpoveď zdôvodnite.

Zásadité soli sa od ostatných líšia tým, že okrem kovového katiónu a aniónu zvyšku kyseliny obsahujú hydroxylové anióny, napríklad Al(OH)(NO3)2. Tu je náboj katiónu hliníka +3 a náboj hydroxylového iónu-1 a dvoch dusičnanových iónov je 2, spolu 3.
Názvy základných solí sú tvorené z názvov stredných s pridaním slova zásadité, napr.: Cu 2 (OH) 2 CO 3 - zásaditý uhličitan meďnatý, Al (OH) 2 NO 3 - zásaditý dusičnan hlinitý. .

■ 109. Napíšte vzorce nasledujúcich zásaditých solí: a) zásaditý chlorid železitý; b) zásaditý síran železitý; c) zásaditý dusičnan meďnatý (II); d) zásaditý chlorid vápenatý, e) zásaditý chlorid horečnatý; f) zásaditý síran železitý g) zásaditý chlorid hlinitý.

Vzorce podvojných solí, napríklad KAl(SO4)3, sú zostavené na základe celkového náboja oboch kovových katiónov a celkového náboja aniónu.

Celkový náboj katiónov je + 4, celkový náboj aniónov je -4.
Názvy podvojných solí sa tvoria rovnako ako stredné, uvádzajú sa len názvy oboch kovov: KAl (SO4) 2 - síran draselno-hlinitý.

■ 110. Napíšte vzorce nasledujúcich solí:
a) fosforečnan horečnatý; b) hydrofosforečnan horečnatý; c) síran olovnatý; d) hydrosíran bárnatý; e) hydrosiričitan bárnatý; f) kremičitan draselný; g) dusičnan hlinitý; h) chlorid meďnatý; i) uhličitan železitý; j) dusičnan vápenatý; l) uhličitan draselný.

Chemické vlastnosti solí

1. Všetky stredné soli sú silné elektrolyty a ľahko sa disociujú:
Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 2 4 -
Stredné soli môžu interagovať s kovmi stojacimi v sérii napätí naľavo od kovu, ktorý je súčasťou soli:
Fe + CuSO4 \u003d Cu + FeSO4
Fe + Cu 2+ + SO 2 4 - \u003d Cu + Fe 2+ + SO 2 4 -
Fe + Cu 2+ \u003d Сu + Fe 2+
2. Soli reagujú s alkáliami a kyselinami podľa pravidiel opísaných v časti Zásady a kyseliny:
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3+ + 3Cl - + 3Na + + 3OH - \u003d Fe (OH) 3 + 3Na + + 3Cl -
Fe 3+ + 3OH - \u003d Fe (OH) 3
Na2S03 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2S03
2Na + + S02 3 - + 2H + + 2Cl - \u003d 2Na + + 2Cl - + S02 + H20
2H+ + S023 - \u003d S02 + H20
3. Soli môžu vzájomne pôsobiť, čo vedie k tvorbe nových solí:
AgN03 + NaCl = NaN03 + AgCl
Ag + + N03 - + Na + + Cl - = Na + + N03 - + AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Pretože tieto výmenné reakcie prebiehajú hlavne vo vodných roztokoch, prebiehajú len vtedy, keď sa niektorá z vytvorených solí vyzráža.
Všetky výmenné reakcie prebiehajú v súlade s podmienkami na dokončenie reakcií, ktoré sú uvedené v § 23, str.

■ 111. Vytvorte rovnice pre nasledujúce reakcie a pomocou tabuľky rozpustnosti určte, či pôjdu až do konca:
a) chlorid bárnatý +;
b) chlorid hlinitý +;
c) fosforečnan sodný + dusičnan vápenatý;
d) chlorid horečnatý + síran draselný;
e) + dusičnan olovnatý;
f) uhličitan draselný + síran mangánu;
g) + síran draselný.
Napíšte rovnice v molekulárnej a iónovej forme.

■ 112. S ktorou z nasledujúcich látok bude chlorid železitý (II) reagovať: a); b) uhličitan vápenatý; c) hydroxid sodný; d) anhydrid kyseliny kremičitej; e) ; f) hydroxid meďnatý (II); g) ?

113. Opíšte vlastnosti uhličitanu vápenatého ako strednej soli. Napíšte všetky rovnice v molekulárnej a iónovej forme.
114. Ako vykonať sériu transformácií:

Napíšte všetky rovnice v molekulárnej a iónovej forme.
115. Aké množstvo soli získame reakciou 8 g síry a 18 g zinku?
116. Aký objem vodíka sa uvoľní pri interakcii 7 g železa s 20 g kyseliny sírovej?
117. Koľko mólov kuchynskej soli získame reakciou 120 g lúhu sodného a 120 g kyseliny chlorovodíkovej?
118. Koľko dusičnanu draselného získame reakciou 2 mólov žieravého draslíka a 130 g kyseliny dusičnej?

Hydrolýza soli

Špecifickou vlastnosťou solí je ich schopnosť hydrolyzovať – podliehať hydrolýze (z gréckeho „hydro“ – voda, „lýza“ – rozklad), teda rozklad pôsobením vody. Hydrolýzu nemožno považovať za rozklad v zmysle, v akom ho bežne chápeme, no jedno je isté – vždy sa zúčastňuje hydrolytickej reakcie.
- veľmi slabý elektrolyt, zle disociuje
H 2 O ⇄ H + + OH -
a nemení farbu indikátora. Zásady a kyseliny menia farbu indikátorov, pretože pri ich disociácii v roztoku vzniká nadbytok OH iónov (v prípade zásad) a iónov H + v prípade kyselín. V soliach ako NaCl, K 2 SO 4, ktoré sú tvorené silnou kyselinou (HCl, H 2 SO 4) a silnou zásadou (NaOH, KOH), sa farebné indikátory nemenia, keďže v roztoku týchto
hydrolýza solí prakticky neprebieha.
Pri hydrolýze solí sú možné štyri prípady v závislosti od toho, či je soľ tvorená silnou alebo slabou kyselinou a zásadou.
1. Ak vezmeme soľ silnej zásady a slabej kyseliny, napríklad K 2 S, stane sa nasledovné. Sulfid draselný sa disociuje na ióny ako silný elektrolyt:
K 2 S ⇄ 2 K ++ S 2-
Spolu s tým sa slabo disociuje:
H 2 O ⇄ H + + OH -
Sírny anión S 2- je anión slabej kyseliny sírovej, ktorý sa slabo disociuje. To vedie k tomu, že anión S2- začne na seba viazať vodíkové katióny z vody a postupne vytvára nízkodisociujúce skupiny:
S 2- + H + + OH - \u003d HS - + OH -
HS - + H + + OH - \u003d H2S + OH -
Keďže sa katióny H + z vody viažu a anióny OH zostávajú, reakcia média sa stáva zásaditou. Pri hydrolýze solí tvorených silnou zásadou a slabou kyselinou je teda reakcia média vždy zásaditá.

■ 119.Vysvetlite pomocou iónových rovníc proces hydrolýzy uhličitanu sodného.

2. Ak sa vezme soľ tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou, napríklad Fe (NO 3) 3, tak pri jej disociácii vznikajú ióny:
Fe (NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -
Katión Fe3+ je slabý zásaditý katión, železo, ktorý sa veľmi zle disociuje. To vedie k tomu, že katión Fe 3+ na seba začne viazať OH anióny z vody, čím vytvára mierne disociujúce skupiny:
Fe 3+ + H + + OH - \u003d Fe (OH) 2+ + + H +
a za
Fe (OH) 2+ + H + + OH - \u003d Fe (OH) 2 + + H +
Nakoniec môže proces dosiahnuť poslednú fázu:
Fe (OH) 2 + + H + + OH - \u003d Fe (OH) 3 + H +
V dôsledku toho bude v roztoku prebytok vodíkových katiónov.
Pri hydrolýze soli tvorenej slabou zásadou a silnou kyselinou je teda reakcia média vždy kyslá.

■ 120. Vysvetlite pomocou iónových rovníc hydrolýzu chloridu hlinitého.

3. Ak je soľ tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou, potom ani katión ani anión neviaže vodné ióny a reakcia zostáva neutrálna. K hydrolýze prakticky nedochádza.
4. Ak je soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou, potom reakcia média závisí od ich stupňa disociácie. Ak sú zásada a kyselina takmer rovnaké, potom bude reakcia média neutrálna.

■ 121. Často je vidieť, ako sa počas výmennej reakcie namiesto očakávanej zrazeniny soli vyzráža kovová zrazenina, napríklad pri reakcii medzi chloridom železitým FeCl 3 a uhličitanom sodným Na 2 CO 3, nie Fe 2 vzniká (CO 3) 3, ale Fe ( OH) 3 . Vysvetlite tento jav.
122. Z nižšie uvedených solí uveďte tie, ktoré podliehajú hydrolýze v roztoku: KNO 3, Cr 2 (SO 4) 3, Al 2 (CO 3) 3, CaCl 2, K 2 SiO 3, Al 2 (SO 3) 3 .

Vlastnosti vlastností kyslých solí

Kyslé soli majú mierne odlišné vlastnosti. Môžu reagovať so zachovaním a zničením kyslého iónu. Napríklad reakcia kyslej soli s alkáliou vedie k neutralizácii kyslej soli a deštrukcii kyslého iónu, napríklad:
NaHS04 + KOH = KNaSO4 + H2O
dvojitá soľ
Na + + HSO 4 - + K + + OH - \u003d K + + Na + + SO 2 4 - + H2O
HS04 - + OH - \u003d SO24 - + H2O
Deštrukciu iónu kyseliny možno znázorniť takto:
HSO 4 - ⇄ H + + SO 4 2-
H+ + SO 2 4 - + OH - \u003d SO 2 4 - + H2O
Kyslý ión sa tiež ničí pri reakcii s kyselinami:
Mg(HC03)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2C03
Mg2+ + 2HC03 - + 2H + + 2Cl - \u003d Mg2+ + 2Cl - + 2H2O + 2CO2
2НСО 3 - + 2Н + = 2Н2O + 2СО2
HCO3 - + H + \u003d H2O + CO2
Neutralizáciu je možné vykonať rovnakou zásadou, ktorá vytvorila soľ:
NaHS04 + NaOH = Na2S04 + H20
Na + + HSO 4 - + Na + + OH - \u003d 2Na + + SO 4 2- + H2O
HS04 - + OH - \u003d S04 2- + H2O
Reakcie so soľami prebiehajú bez deštrukcie kyslého iónu:
Ca(HCO3)2 + Na2C03 = CaC03 + 2NaHC03
Ca 2+ + 2HCO 3 - + 2Na + + CO 2 3 - \u003d CaCO3 ↓ + 2Na + + 2HC03 -
Ca 2+ + CO 2 3 - \u003d CaCO3
■ 123. Napíšte v molekulových a iónových formách rovnice nasledujúcich reakcií:
a) hydrosulfid draselný +;
b) hydrogénfosforečnan sodný + hydroxid draselný;
c) dihydrogenfosforečnan vápenatý + uhličitan sodný;
d) hydrogénuhličitan bárnatý + síran draselný;
e) hydrosiričitan vápenatý +.

Získavanie solí

Na základe študovaných vlastností hlavných tried anorganických látok možno odvodiť 10 metód získavania solí.
1. Interakcia kovu s nekovom:
2Na + Cl2 = 2NaCl
Týmto spôsobom je možné získať iba soli anoxických kyselín. Toto nie je iónová reakcia.
2. Interakcia kovu s kyselinou:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Fe + 2H + + SO 2 4 - \u003d Fe 2 + + SO 2 4 - + H2
Fe + 2H+ = Fe2+ + H2
3. Interakcia kovu so soľou:
Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag↓
Cu + 2Ag + + 2NO 3 - \u003d Cu 2+ 2NO 3 - + 2Ag ↓
Cu + 2Ag + = Cu 2+ + 2Ag
4. Interakcia zásaditého oxidu s kyselinou:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H + + SO 2 4 - = Cu 2 + + SO 2 4 - + H2O
СuО + 2Н + = Cu 2+ + H2O
5. Interakcia zásaditého oxidu s anhydridom kyseliny:
3CaO + P205 = Ca3(P04)2
Reakcia nie je iónová.
6. Interakcia kyslého oxidu so zásadou:
CO2 + Ca(OH)2 = CaC03 + H2O
CO2 + Ca2+ + 2OH - = CaC03 + H2O
7, Reakcia kyselín so zásadou (neutralizácia):
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O
H + + NO 3 - + K + + OH - \u003d K + + NO 3 - + H2O
H+ + OH- = H20

Soli sú produkty substitúcie vodíka kyseliny kovom alebo hydroxoskupín zásad kyslými zvyškami.

Napríklad,

H2SO4 + Zn \u003d ZnS04 + H2

kyslá soľ

NaOH + HC1 = NaCl + H20

soľ zásaditej kyseliny

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie, soli sú elektrolyty, ktorých disociáciou vznikajú katióny iné ako vodíkové katióny a anióny iné ako OH - anióny.

Klasifikácia. Soli sú stredné, kyslé, zásadité, dvojité, komplexné.

Stredná soľ - je to produkt úplného nahradenia vodíka kyseliny kovom alebo hydroxoskupiny zásady zvyškom kyseliny. Napríklad Na2S04, Ca (N03)2 sú stredne veľké soli.

Kyslá soľ - produkt neúplného nahradenia vodíka viacsýtnej kyseliny kovom. Napríklad NaHS04, Ca (HCO3)2 sú kyslé soli.

Základná soľ - produkt neúplného nahradenia hydroxoskupín polykyselinovej zásady kyslými zvyškami. Napríklad Mg (OH) Cl, Bi (OH) Cl 2 - zásadité soli

Ak sú atómy vodíka v kyseline nahradené atómami rôznych kovov alebo hydroxoskupiny zásad sú nahradené rôznymi zvyškami kyselín, potom dvojitý soľ. Napríklad KAl(S04)2, Ca (OC1) C1. Podvojné soli existujú iba v pevnom stave.

komplexné soli - Sú to soli obsahujúce komplexné ióny. Napríklad soľ K4 je komplexná, pretože obsahuje komplexný ión 4-.

Formulácia solí. Môžeme povedať, že soli sú zložené zo zvyškov zásad a zvyškov kyselín. Pri zostavovaní soľných vzorcov si treba pamätať na pravidlo: absolútna hodnota súčinu náboja zvyšku zásady počtom zvyškov zásad sa rovná absolútnej hodnote súčinu náboja zvyšku kyseliny počtom zvyškov zásady. zvyšky kyselín. Pre tx = pu, kde K- zvyšok základne, A- zvyšky kyseliny, t - poplatok za zvyšok základne, n- náboj zvyškov kyseliny, X - počet zvyškov bázy, y - počet zvyškov kyseliny. Napríklad,

Názvoslovie soli. Soli sú pomenované po

názvy aniónu (zvyšok kyseliny (tabuľka 15)) v nominatívnom prípade a názov katiónu (zvyšok zásady (tabuľka 17)) v prípade genitívu (bez slova "ión").

Pre názov katiónu sa používa ruský názov zodpovedajúceho kovu alebo skupiny atómov (v zátvorkách rímske číslice označujú stupeň oxidácie kovu, ak je to potrebné).

Anióny anoxických kyselín sa nazývajú pomocou koncovky –id(NH 4 F - fluorid amónny, SnS - sulfid cínatý, NaCN - kyanid sodný). Konce názvov aniónov kyselín obsahujúcich kyslík závisia od stupňa oxidácie kyselinotvorného prvku:

Názvy kyslých a zásaditých solí sa tvoria podľa rovnakých všeobecných pravidiel ako názvy stredných solí. V tomto prípade sa názov aniónu soli kyseliny dodáva s predponou hydro-, označujúce prítomnosť nesubstituovaných atómov vodíka (počet atómov vodíka je označený gréckymi číselnými predponami). Katión zásaditej soli dostane predponu hydroxo-čo naznačuje prítomnosť nesubstituovaných hydroxoskupín.

Napríklad,

MgС1 2 - chlorid horečnatý

Ba 3 (PO 4) 2 - ortofosforečnan bárnatý

Na2S - sulfid sodný

CaHPO 4 - hydrogénfosforečnan vápenatý

K 2 SO 3 - siričitan draselný

Ca (H 2 PO 4) 2 - dihydrogenfosforečnan vápenatý

A1 2 (SO 4) 3 - síran hlinitý

Mg(OH)Cl - hydroxomagnéziumchlorid

KA1 (SO 4) 2 - síran hlinito draselný

(MgOH)2S04 - hydroxomagnéziumsulfát

KNaHPO 4 - hydrogenfosforečnan draselný sodno

MnCl 2 - chlorid manganatý (II).

Ca(OCI)C1 - chlorid vápenatý-chlórnan

MnSO 4 - síran manganatý (II).

K 2 S - sulfid draselný

NaHCO 3 - hydrogénuhličitan sodný

K 2 SO 4 - síran draselný

Bázy môžu interagovať:

• s nekovmi

  6KOH + 3S -» K2S03 + 2K2S + 3H20;

• s kyslými oxidmi -

  2NaOH + C02 -> Na2C03 + H20;

• so soľami (zrážanie, uvoľňovanie plynov) -

  2KOH + FeCl2 -> Fe(OH)2 + 2KCl.

Existujú aj iné spôsoby, ako získať:

• interakcia dvoch solí

  CuCl2 + Na2S -> 2NaCl + CuS↓;

• reakcia kovov a nekovov -
• kombinácia kyslých a zásaditých oxidov -

  S03 + Na20 -> Na2S04;

• interakcia solí s kovmi -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Chemické vlastnosti

Rozpustné soli sú elektrolyty a podliehajú disociačným reakciám. Pri interakcii s vodou sa rozpadajú, t.j. disociovať na kladne a záporne nabité ióny – katióny a anióny, resp. Kovové ióny sú katióny, zvyšky kyselín sú anióny. Príklady iónových rovníc:

• NaCl -> Na++ Cl-;
• Al2(S04)3 -> 2Al3 + + 3SO42-;
• CaClBr —> Ca2+ + Cl- + Br-.

Okrem katiónov kovov môžu byť v soliach prítomné katióny amónne (NH4 +) a fosfóniové (PH4 +).

Ďalšie reakcie sú popísané v tabuľke chemických vlastností solí.

Ryža. 3. Izolácia sedimentu pri interakcii so zásadami.

Niektoré soli sa podľa druhu zahrievaním rozkladajú na oxid kovu a zvyšok kyseliny alebo na jednoduché látky. Napríklad CaC03 → CaO + CO2, 2AgCl → Ag + Cl2.

Čo sme sa naučili?

Na hodine chémie v 8. ročníku sme sa dozvedeli o vlastnostiach a druhoch solí. Komplexné anorganické zlúčeniny pozostávajú z kovov a zvyškov kyselín. Môže obsahovať vodík (soli kyselín), dva kovy alebo dva zvyšky kyselín. Ide o pevné kryštalické látky, ktoré vznikajú v dôsledku reakcií kyselín alebo zásad s kovmi. Reagujte so zásadami, kyselinami, kovmi, inými soľami.

Základy pre rozdelenie solí do samostatných skupín boli položené v prácach francúzskeho chemika a lekárnika G. Ruel(\(1703\)–\(1770\)) . Bol to on, kto v \(1754\) navrhol rozdeliť dovtedy známe soli na kyslé, zásadité a stredné (neutrálne). V súčasnosti sa rozlišujú aj ďalšie skupiny tejto mimoriadne dôležitej triedy zlúčenín.

Stredné soli

Stredné soli sa nazývajú soli, ktoré zahŕňajú kovový chemický prvok a zvyšok kyseliny.

Zloženie amónnych solí namiesto kovového chemického prvku zahŕňa jednomocnú amónnu skupinu NH4I.

Príklady stredných solí:

NalClI - chlorid sodný;
Al 2 III SO 4 II 3 - síran hlinitý;
NH I 4 NO 3 I - dusičnan amónny.

Kyslé soli

Soli sa nazývajú kyslé soli, ktoré okrem kovového chemického prvku a kyslého zvyšku obsahujú atómy vodíka.

Dávaj pozor!

Pri zostavovaní vzorcov solí kyselín je potrebné mať na pamäti, že valencia zvyšku z kyseliny sa číselne rovná počtu atómov vodíka, ktoré boli súčasťou molekuly kyseliny a boli nahradené kovom.

Pri zostavovaní názvu takejto zlúčeniny sa predpona „ hydro", ak je vo zvyšku kyseliny jeden atóm vodíka a " dihydro“, ak zvyšok kyseliny obsahuje dva atómy vodíka.

Príklady kyslých solí:

Ca II HCO 3 I 2 - hydrogénuhličitan vápenatý;
Na2I HPO4II - hydrogénfosforečnan sodný;
Na I H 2 PO 4 I - dihydrogenfosforečnan sodný.

Najjednoduchším príkladom kyslých solí je sóda bikarbóna, teda hydrogénuhličitan sodný\(NaHCO_3\).

Zásadité soli

Soli sa nazývajú zásadité soli, ktoré okrem kovového chemického prvku a kyslého zvyšku zahŕňajú hydroxoskupiny.

Zásadité soli možno považovať za produkt neúplnej neutralizácie polykyselinovej zásady.

Dávaj pozor!

Pri zostavovaní vzorcov takýchto látok je potrebné mať na pamäti, že valencia zvyšku zo zásady sa číselne rovná počtu hydroxoskupín, ktoré „opustili“ zloženie zásady.

Pri zostavovaní názvu hlavnej soli predpona „ hydroxo", ak je vo zvyšku bázy jedna hydroxoskupina a " dihydroxo", ak zvyšok zásady obsahuje dve hydroxyskupiny.

Príklady zásaditých solí:

MgOH I Cl I - hydroxochlorid horečnatý;
Fe OH II NO 3 2 I - hydroxonitrát železa (\ (III \));
Fe OH 2 I NO 3 I - dihydroxonitrát železa (\ (III \)).

Známym príkladom zásaditých solí je zelený povlak hydroxokarbonátu medi (\(II\)) \((CuOH)_2CO_3\), ktorý sa časom vytvorí na medených predmetoch a predmetoch vyrobených zo zliatin medi, ak prídu do styku s vlhký vzduch. Minerál malachit má rovnaké zloženie.

Komplexné soli

Komplexné zlúčeniny sú rôznorodou triedou látok. Zásluhu na vytvorení teórie vysvetľujúcej ich zloženie a štruktúru má Nobelova cena za chémiu \ (1913 \) švajčiarsky vedec A. Werner (\(1866\)–\(1919\)). Pravda, termín "komplexné zlúčeniny" v \ (1889 \) zaviedol iný vynikajúci chemik, nositeľ Nobelovej ceny \ (1909 \) W. Ostwald (\(1853\)–\(1932\)).

Zloženie katiónu alebo aniónu komplexných solí obsahuje komplexný prvok spojené s takzvanými ligandami. Počet ligandov, ktoré komplexotvorné činidlo viaže, sa nazýva koordinačné číslo. Napríklad koordinačné číslo dvojmocnej medi, ako aj berýlia, zinku, je \(4\). Koordinačné číslo hliníka, železa, trojmocného chrómu je \(6\).

V názve komplexnej zlúčeniny je počet ligandov spojených s komplexotvorným činidlom zobrazený gréckymi číslicami: \ (2 \) - " di",\(3\)-" tri", \(4\) - " tetra", \(5\) - " penta",\(6\)-" hexa". Ako ligandy môžu pôsobiť elektricky neutrálne molekuly aj ióny.

Názov komplexného aniónu začína označením zloženia vnútornej gule.

Ak anióny pôsobia ako ligandy, koncovka „ -asi»:

\(–Cl\) - chlór-, \(–OH\) - hydroxo-, \(–CN\) - kyano-.

Ak sú ligandy elektricky neutrálne molekuly vody, názov „ aqua"a ak amoniak - názov" amín».

Potom sa volá komplexotvorné činidlo s použitím jeho latinského názvu a koncovky „- pri“, za ktorým rímske číslice v zátvorkách bez medzier označujú stupeň oxidácie (ak môže mať komplexotvorné činidlo niekoľko stupňov oxidácie).

Po označení zloženia vnútornej gule je uvedený názov katiónu vonkajšej gule - ten, ktorý je mimo hranatých zátvoriek v chemickom vzorci látky.

Príklad:

K 2 Zn OH 4 - tetrahydroxozinkát draselný,
K 3 Al OH 6 - hexahydroxoaluminát draselný,
K 4 Fe CN 6 - hexakyanoželezitan draselný (\ (II \)) draselný.

V školských učebniciach sú vzorce pre komplexné soli komplexnejšieho zloženia spravidla zjednodušené. Napríklad vzorec tetrahydroxodiquaaluminátu draselného KAlH202OH4 sa zvyčajne píše ako vzorec tetrahydroxoaluminátu.

Ak je komplexotvorné činidlo súčasťou katiónu, potom sa názov vnútornej gule vytvorí rovnakým spôsobom ako v prípade komplexného aniónu, ale použije sa ruský názov komplexotvorného činidla a uvedie sa stupeň jeho oxidácie. v zátvorkách.

Príklad:

Ag NH 3 2 Cl - diamínchlorid strieborný,
Cu H 2 O 4 SO 4 - síran tetraaquameďnatý (\ (II \)).

Kryštalické hydráty solí

Hydráty sú produkty pridania vody k časticiam látky (výraz je odvodený z gréčtiny hydro- "voda").

Mnoho solí sa vyzráža z roztoku ako kryštalické hydráty- kryštály obsahujúce molekuly vody. V kryštalických hydrátoch sú molekuly vody silne spojené s katiónmi alebo aniónmi, ktoré tvoria kryštálovú mriežku. Mnohé soli tohto typu sú v podstate komplexné zlúčeniny. Hoci mnohé z kryštalických hydrátov sú známe už od nepamäti, systematické štúdium ich zloženia inicioval holandský chemik. B. Roseb (\(1857\)–\(1907\)).

V chemických vzorcoch kryštalických hydrátov je zvykom uvádzať pomer množstva soli a množstva vody.

Dávaj pozor!

Bodka, ktorá rozdeľuje chemický vzorec kryštalického hydrátu na dve časti, na rozdiel od matematických výrazov, neoznačuje činnosť násobenia a číta sa ako predložka „s“.

Tabuľka 15 uvádza názvy často sa vyskytujúcich kyselín, ich molekulové a štruktúrne vzorce, ako aj jednotky vzorcov a názvy zodpovedajúcich solí.

Tabuľka pomáha zostaviť chemické vzorce solí bezkyslíkatých kyselín a kyselín obsahujúcich kyslík. Na vytvorenie chemických vzorcov solí je potrebné nahradiť atómy vodíka v kyselinách atómami kovov, berúc do úvahy ich mocnosť.

Uvedené názvy kyselín a solí zodpovedajú uznávanej medzinárodnej nomenklatúre.

Názov bezkyslíkatých kyselín je vytvorený podľa pravidiel pre binárne zlúčeniny.

Názvy solí začínajú názvom zvyšku kyseliny v nominatívnom prípade. Tento názov je vytvorený z koreňa latinského názvu chemického prvku, ktorý tvorí kyselinu, a koncovky „at“ alebo „to“ v prípade solí kyselín obsahujúcich kyslík, pre soli anoxických kyselín – „id“ . Potom v soliach anoxických kyselín sa kov nazýva v genitívnom prípade. Navyše, ak atóm kovu môže mať inú mocnosť, potom je označený rímskou číslicou (v zátvorkách) za názvom chemického prvku (bez medzery). Napríklad chlorid železitý a chlorid cínatý.

Zaradenie názvov molekulových a štruktúrnych vzorcov často sa vyskytujúcich kyselín do tabuľky uľahčuje zapamätanie si informácií v nej uvedených.

Názvy kyselín typu H n XO m vychádzajú z valencie (oxidačného stavu) centrálneho atómu:

- atóm X má najvyššiu (alebo jedinú) valenciu (oxidačný stav): H 2 SO 4 - sírová; HN03 - dusík; H 2 CO 3 - uhlie;

- atóm X má stredné oxidačné stavy: H 2 SO 3 - sírový; HNO 2 - dusíkatá; HClO je chlórna.

Tabuľka 15

Zostavenie chemických vzorcov solí

GENETICKÝ VZŤAH TRIED

ANORGANICKÉ LÁTKY

Tabuľka 16 ukazuje vo forme diagramu vzťah anorganických látok rôznych tried. Štúdium vlastností látok ukazuje, že pomocou chemických reakcií je možné prejsť od jednoduchých látok k zložitým a od jednej zložitej látky k druhej. Vzťah medzi látkami rôznych tried, založený na ich vzájomných premenách a odrážajúcich jednotu ich pôvodu, sa nazýva genetické.

Látky sa delia na jednoduché a zložité. Medzi jednoduchými látkami sa rozlišujú kovy a nekovy. Tieto dve skupiny látok môžu tvoriť početné komplexné látky. Medzi hlavné triedy anorganických zlúčenín patria oxidy, hydroxidy a soli. Vzťah medzi týmito triedami látok je označený šípkami.

Podľa tabuľky možno vysledovať prechody kovov a nekovov na oxidy a hydroxidy:

Tieto dva reťazce transformácií sú podobné a spájajú kovy a nekovy.

Treba však zdôrazniť, že jednoduchá kovová látka je predchodcom zložitých látok so základnými vlastnosťami (zásadité oxidy a zásady). Jednoduchá nekovová látka pôsobí ako predchodca zložitých látok, ktoré vykazujú kyslé vlastnosti (kyslé oxidy a kyseliny).

Rozdiel vo vlastnostiach kyslých a zásaditých oxidov, ako aj vo vlastnostiach kyselín a zásad vedie k ich vzájomnej interakcii za vzniku solí. Soli sú teda prostredníctvom svojich oxidov a hydroxidov geneticky príbuzné pôvodným látkam – kovom a nekovom.

Keďže soli sú reakčnými produktmi kyselín a zásad, v zložení sa rozlišujú soli stredné (normálne), kyslé a zásadité. Kyslé soli obsahujú atómy vodíka, zásadité soli obsahujú hydroxoskupiny. Názvy kyslých solí sa skladajú z názvov solí s pridaním slova "hydro" a základných - "hydroxo".

Existujú aj podvojné soli (soli dvoch kovov), patria sem napríklad kamenec draselný KA1 (SO 4) 2 12H 2 O, zmesové soli NaCl NaF, CaBrCl, komplexné soli Na 2, K 3, K 4 vrátane kryštalických hydráty CuSO 4 5H 2 O (síran meďnatý), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberova soľ)

Je potrebné naučiť sa skladať chemické vzorce hydroxidov (kyslík obsahujúcich kyselín a zásad) pre atóm prvku E s valenciou "n". Hydroxidy sa získavajú pridaním vody k zodpovedajúcim oxidom. Nezáleží na tom, či k tejto reakcii dôjde v reálnych podmienkach. Napríklad chemický vzorec kyseliny uhličitej sa získa pridaním všetkých atómov podľa reakčnej rovnice

CO2 + H20 \u003d H2CO3.

Chemické vzorce metafosforečné, pyrofosforečné a ortofosforečnej kyseliny sú tvorené vzorcom oxidu fosforečného 1, respektíve jednej, dvoch a troch molekúl vody:

P205 + H20 \u003d 2HP03;

R205 + 2H20 \u003d H4R207;

P205 + 3H20 \u003d 2H3RO 4.

Vyššie uvedený diagram vzťahu medzi triedami anorganických látok nepokrýva celú škálu chemických zlúčenín. V tejto schéme oxidy pôsobia ako binárne látky,

Tabuľka 16