Кафедра «Общая и неорганическая химия»

Кафедра «Общая и неорганическая химия»

Л.Н. Блинов

ХИМИЯ

Контрольные задания и методические указания по их выполнению для студентов заочной и дистанционной форм обучения

Санкт-Петербург

Блинов Л.Н.. Контрольные задания и методические указания по их выполнению для студентов заочной и дистанционной форм обучения. СПб.: Изд-во Политехн. ун-та. 2005. 55с.

В настоящем издании приведены контрольные задания по курсу «Химия» для студентов заочной и дистанционной форм обучения. Здесь же даны методические указания и рекомендации по их выполнению. Контрольные задания включают в себя базовые блоки курса «Химия». При выполнении контрольных заданий следует пользоваться алгоритмами, приведенными в методических указаниях. Перед началом выполнения контрольных заданий следует прочитать соответствующие разделы из рекомендованного списка литературы. Отчет по выполненным заданиям необходимо представить в деканат не позже чем за две недели до начала экзаменационной сессии.

К экзаменам допускаются студенты, получившие зачет по контрольным заданиям, сделавшие лабораторные работы по курсу.

Ó Блинов Л.Н.

Ó Санкт-Петербургский

государственный политехнический университет

ОГЛАВЛЕНИЕ

1. Контрольные задания по курсу. 4

2. Методические указания и рекомендации по выполнению контрольных заданий 10

2.1. I часть контрольного задания. 10

2.1.1. Химическая номенклатура неорганических соединений. 12

2.1.2. Классификация неорганических соединений. 15

2.1.3. Оксиды.. 16

2.1.4. Гидроксиды.. 17

2.1.5. Бескислородные килоты.. 24

2.1.6. Соли. 25

2.1.6.1. Нормальные (средние) соли. 26

2.1.6.2. Гидросоли (кислые соли) 29

2.1.6.3. Гидроксосоли (основные соли) 34

2.1.7. Электронная формула атома. 40

2.1.8. Валентные возможности атомов. 41

2.2. II часть контрольного задания. 45

2.2.1. Основные положения по II части контрольного задания. 49

3. Порядок сдачи экзамена по курсу «Химия». 50

4. Список литературы.. 51

5. Приложения. 53

1. Контрольные задания по курсу

Каждое контрольное задание состоит из двух частей. I часть включает в себя: типы и свойства химических соединений, химическую номенклатуру, строение атома, периодическую систему элементов, химическую связь. II часть включает в себя: растворы, химическое равновесие, гидролиз, ионные реакции, окислительно-восстановительные процессы, электродные потенциалы, коррозию.

Контрольное задание засчитывается при полном и правильном выполнении обеих частей задания.

Вариант 1

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Pb(OH)₄ и H₃AsO₃.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 22 элемента.

4. Оценить валентные возможности атомов в нормальном и возбужденном состоянии на примере кислорода. Какие типы химической связи реализуются в химических соединениях, содержащих атомы данного элемента. Примеры.

Примечание: в задании по п.1 и в последующих заданиях на данную тему, имеются в виду все кислые, основные и нормальные соли, которые могут образовываться при различных количествах кислоты и основания.

Разбор конкретных примеров дан в разделе «Методические указания и рекомендации по выполнению контрольных заданий».

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте алюминия с раствором K₂CO₃. Обосновать возможность их протекания.

Примечание: в этом, как и в последующих заданиях подобного рода, необходимо: учитывать наличие (или отсутствие) оксидной пленки на металле; гидролиз, его ступени, величину рН, возможность протекания окислительно-восстановительных процессов. Гидролиз солей необходимо написать в молекулярной и ионной формах. В окислительно-восстановительных процессах необходимо: указать восстановитель и окислитель; процесс окисления и процесс восстановления; уравнять окислительно-восстановительные реакции; использовать окислительно-восстановительные потенциалы для доказательства возможности самопроизвольного протекания рассматриваемых процессов.

В конце необходимо привести суммарную реакцию с указанием исходных веществ и продуктов реакции.

Вариант 2

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Be(OH)₂ и H₄SiO₄.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 39 элемента.

4. Оценить валентные возможности атомов в нормальном и возбужденном состоянии на примере азота. Какой основной тип химической связи имеется у атома азота в его соединениях?

II часть

Написать (последовательно) химические реакции, происходящие при контакте бериллия с раствором сульфида натрия. Обосновать возможность их протекания.

Вариант 3

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Zn(OH)₂ и H₃PO₄.

2. Дать название полученнным солям.

3. Написать электронную формулу атома 42 элемента.

4. Оценить валентные возможности атомов в нормальном и возбужденном состоянии на примере углерода. Какой основной тип химической связи реализутся у атома углерода в неорганических соединениях?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте железа с раствором нитрата меди (II). Обосновать возможность их протекания.

Вариант 4

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Ge(OH)₄ и H₂CO₃.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 26 элемента.

4. Оценить валентные возможности атомов в нормальном и возбужденном состоянии на примере бора. Какой основной тип химической связи реализуется у атома бора в его реально существующих химических соединениях?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте меди с раствором нитрата железа (III). Обосновать возможность их протекания.

Вариант 5

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Ti(OH)₄ и H₂Se.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 29 элемента.

4. Оценить валентные возможности в нормальном и возбужденном состоянии для германия. Какой основной тип химической связи реализуется в реально существующих соединениях германия?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте цинка с раствором карбоната натрия. Обосновать возможность их протекания.

Вариант 6

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образовываться при взаимодействии Cr(OH)₃ и H₂Te.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 58 элемента.

4. Оценить валентные возможности в нормальном и возбужденном состоянии для йода. Какой основной тип химической связи реализуется в соединениях, содержащих йод?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте железа с раствором нитрата железа (III). Обосновать возможность их протекания.

Вариант 7

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Co(OH)₃ и H₃AsO₄.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 73 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома серы в нормальном и возбужденном состоянии. Какой тип химической связи реализуется в соединениях серы Na₂S, SO₃, H₂S?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте никеля с раствором нитрата серебра. Обосновать возможность их протекания.

Вариант 8

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Ni(OH)₃ и H₃PO₄.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 57 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома фосфора в нормальном и возбужденном состояниях. Какой тип химической связи реализуется в бинарных соединениях фосфора?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте алюминия с раствором хлорида кобальта (III). Обосновать возможность их протекания.

Вариант 9

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Sn(OH)₄ и H₂Cr₂O₇.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 89 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома кремния в нормальном и возбужденном состояниях. Какой тип химической связи реализуется в бинарных соединениях кремния?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте марганца с раствором нитрата ртути (II). Обосновать возможность их протекания.

Вариант 10

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Fe(OH)₃ и H₃AsO₃.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 59 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома селена в нормальном и возбужденном состояниях. Какой тип химической связи реализуется в бинарных соединениях селена?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте олова с раствором хлорида железа (III). Обосновать возможность их протекания.

Вариант 11

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Mn(OH)₄ и H₂S.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 90 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома теллура в нормальном и возбужденном состояниях. Какой тип химической связи реализуется в бинарных соединениях теллура?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте алюминия с раствором нитрата кадмия. Обосновать возможность их протекания.

Вариант 12

I часть

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Zr(OH)₄ и H₂Cr₂O₄.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 67 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома брома в нормальном и возбужденном состояниях. Какой тип химической связи реализуется в бинарных соединениях, содержащих бром?

II часть

Написать (последовательно) химические процессы, происходящие при контакте хрома с раствором карбоната калия. Обосновать возможность их протекания.

2. Методические указания и рекомендации по выполнению контрольных заданий

При выполнении контрольных заданий следует пользоваться следующим алгоритмом, т.е. последовательностью действий.

Давайте рассмотрим такой подход на конкретном примере.

Пусть ваше задание по I части сформулировано следующим образом:

2.1. I часть контрольного задания

1. Написать все возможные формулы солей, которые могут образоваться при взаимодействии Al(OH)₃ и H₂S.

2. Дать название полученным солям.

3. Написать электронную формулу атома 13 элемента.

4. Оценить валентные возможности атома хлора в нормальном и возбужденном состояниях. Какие типы химической связи реализуется в химических соединениях, содержащих атомы данного элемента. Примеры.

Начнем с п.1. Нам необходимо рассмотреть, какие продукты (соли) могут получиться при взаимодействии основания (Al(OH)₃) и кислоты (H₂S) при различном их соотношении. Для этого нам необходимо:

- знать, что такое основания, кислоты, соли;

- знать их свойства и разновидности;

- уметь по формуле написать их название и, наоборот, т.е. знать их химическую номенклатуру;

- спроецировать имеющиеся знания на конкретные соединения в вашем задании, т.е. Al(OH)₃ и H₂S.

Необходимые знания по данным вопросам Вы найдете в учебном пособии: Блинов Л.Н., Перфилова И.Л. Химия. Опорный конспект лекций для студентов заочной и дистанционной форм обучения. СПб. Изд-во СПбГТУ, 2001 г., с. 7-29 (имеется и электронная версия). Возможно использование и других учебников и учебных пособий по химии для высшей школы, некоторые их которых приведены в разделе «Список литературы по курсу» в конце настоящего издания.

Кроме того, эти и другие знания, умения и навыки, необходимые для выполнения контрольных заданий, вы получите на установочных лекциях и консультациях, которые по расписанию проводятся в политехническом университет в рамках учебного процесса.

На основе знаний, имеющихся у Вас после изучения указанных выше разделов учебной литературы, по приведенным в Вашем задании соединениям можно сделать следующие выводы:

- Al(OH)₃ – слабое, трехкислотное основание, обладает амфотерными свойствами, по типу основания в водных растворах диссоциирует с образованием Al³⁺, Al(OH)²⁺, Al(OH)⁺₂;

- H₂S – слабая, бескислородная, двухосновная кислота, при диссоциации в водных растворах образует ионы S^2-, HS^-;

- при взаимодействии указанных соединений в зависимости от их соотношения могут образоваться четыре соли, в том числе: Al₂S₃ – средняя или нормальная соль (полная нейтрализация кислоты основанием), Al(HS)₃ – кислая соль (избыток кислоты, неполная нейтрализация кислоты основанием), Al(OH)S и [Al(OH)₂]₂S – основные соли (избыток основания, неполная нейтрализация основания кислотой).

При этом следует помнить, что количество кислых солей на единицу меньше числа атомов водорода в кислоте, количество основных солей – на единицу меньше числа групп –ОН в основании Нормальная соль всегда одна. Таким образом, в нашем примере при различном соотношении Al(OH)₃ и H₂S могут быть получены четыре соли, среди которых одна средняя, одна кислая и две основных.

Как дать название полученным солям (п. 2)? Для этого вам необходимо знать химическую номенклатуру неорганических соеднинений, базовые положения которой приведены ниже (см. также Блинов Л.Н., Перфилова И.Л. Химия. Опорный конспект лекций для студентов заочной и дистанционной форм обучения. СПб., Изд-во СПбГТУ, 2001. с. 9-12 ).

Оксиды

Химические соединения элементов с кислородом вида называются оксидами (степень окисления атома О в оксидах равна «-2»).

Систематическая номенклатура оксидов: на первом месте указывают название элемента в именительном падеже с соответствующими греческими количественными приставками, далее - слово «оксид» также с соответствующими количественными приставками, например: SiO₂- кремний диоксид, Fe₂O₃- дижелезо триоксид, P₂O₅- дифосфор пентоксид и т.д..

Полусистематическая (международная) номенклатура: на первом месте находится слово «оксид», за которым следует название элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами в скобках его степени окисления, например:

Fe₂O₃ – оксид железа (III), допускается запись: оксид Fe (III);

FeO- оксид железа (II), допускается запись: оксид Fe(II);

P₂O₃- оксид фосфора (III);

P₂O₅- оксид фосфора (V);

NO – оксид азота (II), допускается запись монооксид азота;

NO₂ – оксид азота (IV), допускается запись диоксид азота.

Na₂O – оксид натрия ( натрий имеет только одно значение степени окисления в соединениях, в таких случаях ее не указывают).

Русская номенклатура в названиях оксидов оперирует словом «окись» с указанием количества атомов кислорода на один атом элемента, например: N₂O – полуокись азота,

Fe₂O₃ – полутороокись железа,

CO₂ – двуокись углерода.

Следует отметить, что в русской номенклатуре оксид элемента с низшей степенью окисления часто называли закисью элемента, а оксид того же элемента с высшей степенью окисления – окисью, например: Сu₂О - закись меди, CuO- окись меди.

Существуют соединения элементов с кислородом, которые не проявляют свойств оксидов (в этих соединениях атом кислорода имеет степень окисления, которая не равна «-2»). Например, Н₂О₂^-1- пероксид водорода (перекись водорода), проявляет свойства слабой кислоты, Na₂O₂^-1 - пероксид натрия – соль. В этих соединениях содержится группы атомов –О–О– или анион . Схема классификации оксидов приведена на рис. 2 (см. приложение 2).

Гидроксиды

Гидроксиды - это сложные вещества общей формулы , то есть продукты прямого или косвенного взаимодействия оксидов с водой. Гидроксиды по своему характеру могут быть разделены на 3 группы: основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные основания (см. рис. 1 приложения).

Основания

Общая формула (n< = 4), где Me - атом металла в степени окисления +n. Исключение – гидроксид аммония NH₄OH, не содержащий атомов металла.Основания - это соединения, при диссоциации которых в водных растворах образуется только один вид анионов (отрицательно заряженные ионы) – гидроксид-ионы ОН^- (более широкое определение: основания – это соединения, присоединяющие протон (Н⁺) или являющиеся акцепторами протонов Н⁺).

Растворимыми в воде основаниями или щелочами являются гидроксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных): LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH; Sr(OH)₂, Ba(OH)₂. Перечисленные основания являются сильными электролитами (степень диссоциации α → 1). Все остальные гидроксиды металлов являются малорастворимыми или практически нерастворимыми и одновременно слабыми электролитами. Следует запомнить, что растворимое в воде основание NH₄OH (раствор газообразного аммиака NH₃ в воде) является слабым. Основания AgOH и Hg(OH)₂ самопроизвольно разлагаются в растворах на оксид и воду.

По количеству гидроксид-ионов или –ОН групп все основания можно разделить на однокислотные (содержат одну –ОН группу) и многокислотные (содержат более одной –ОН группы). Следует знать, что гидроксид-ионы ОН^- образуются и существуют только в растворах при диссоциации оснований, а также основных солей.

В названии основания по систематической международной номенклатуре на первое место ставят название элемента, образующего основание, за которым следует слово « гидроксид», с соответствующей количественной приставкой, при необходимости, например:

Mg(OH)₂ – магний дигидроксид,

Cr(OH)₃ – хром тригидроксид

NaOH – натрий гидроксид

Полусистематическая (международная) номенклатура: на первое место ставится слово « гидроксид», за которым следует название элемента в соответствующем падеже и указание степени окисления элемента (римскими цифрами в круглых скобках), например, NaOH – гидроксид натрия, Cr(OH)₃ - гидроксид хрома(III). Устаревшая русская номенклатура оперирует словом «гидроокись» с соответствующими количественными приставками, указывающими количество гидроксид-ионов в основании – NaOH – гидроокись натрия (название по тривиальной номенклатуре и старое техническое название – едкий натр).

Кислородсодержащие кислоты

Кислородсодержашие кислоты также относятся к гидроксидам. Это электролиты, образующие при диссоциации в водных растворах из положительно заряженных ионов только ионы водорода H⁺, или, более точно, ионы гидроксония Н₃О⁺- гидратированный ион водорода. Более общее определение: кислоты – это вещества, являющиеся донорами протонов Н⁺. В зависимости от количества катионов водорода, образующихся при диссоциации кислоты, кислоты классифицируют также как основания, по основности. Существуют одно-, двух-, трех- и четырехосновные кислоты. Например, азотная кислота HNO₃, азотистая кислота HNO₂ –одноосновные кислоты, угольная кислота H₂CO₃, серная кислота H₂SO₄ – двухосновные кислоты, ортофосфорная кислота H₃PO₄ является трехосновной кислотой, а ортокремниевая кислота H₄SiO₄ –четырехосновной кислотой.

Номенклатура кислородсодержащих кислот: по международной систематической номенклатуре названия кислородсодержащих кислот формируются, как указывалось ранее, с учетом аниона, входящего в состав кислоты. Например:

H₃PO₄ - триводород тетраоксофосфат(V) или триводород ортофосфат

H₂CO₃- диводород триоксокарбонат (IV)

HNO₃- водород триоксонитрат (V)

Н₂SiO₃- диводород триоксосиликат (IV) или диводород метасиликат

H₂SO₄- диводород тетраоксосульфат(VI) (количество атомов водорода в кислотах можно не указывать)

По систематической номенклатуре названия кислот используют редко, чаще всего применяют традиционно сложившиеся названия, которые формируются от русского названия элемента (русская номенклатура) по определенным правилам (см. таблицу). В таблице приведен перечень кислородсодержащих кислот, соли которых наиболее распространены в природе. Следует обратить внимание, что название кислотного остатка определяет название соли и строят его чаще всего по полусистематической (международной) номенклатуре от латинского названия элемента. В связи с этим необходимо вспомнить латинские названия элементов наиболее часто встречающихся в кислотах, например, N – азот, в русской транскрипции латинского названия звучит как [нитрогениум], С – углерод – [карбониум], S – сера – [сульфур], Si- кремний – [силициум], олово – [станнум], свинец – [плюмбум], мышьяк – [арсеникум] и т.д. В таблице приведены общие правила, в соответствии с которыми можно назвать большинство неорганических кислородсодержащих кислот других элементов, их кислотные остатки и соли.

Таблица наиболее распространенных кислородсодержащих кислот

Формула кислоты	Название кислоты по русской номенклатуре	Кислотный остаток	Название кислотного остатка и соли
	серная	SO₄^2- HSO₄^-	сульфат-ион, сульфаты, гидросульфат-ион, гидросульфаты
+4 H₂SO₃	cернистая	SO₃^2- HSO₄^-	cульфит-ион, сульфиты, гидросульфит-ион, гидросульфиты
+5 HNO₃	азотная	NO₃^-	нитрат-ион; нитраты
+3 HNO₂	азотистая	NO₂^-	нитрит-ион, нитриты
+5 HPO₃	метафосфорная	PO₃^-	метафосфат-ион, метафосфаты
+5 H₃PO₄	ортофосфорная	PO₄^3- H₂PO₄^- HPO₄²	ортофосфат-ион, ортофосфаты, дигидро(орто)фосфат-ион, дигидро(орто)фосфаты, гидро(орто)фосфат-ион, гидро(орто)фосфаты
+5 H₄P₂O₇	двуфосфорная (пирофосфорная)	P₂O₇^4-	пирофосфат-ион, пирофосфаты
+3 HPO₂	фосфористая	PO₂^-	фосфит-ион, фосфиты
H₂CO₃	угольная	CO₃^2- HCO₃^-	карбонат-ион, карбонаты, гидрокарбонат-ион, гидрокарбонаты
H₂SiO₃	метакремниевая	SiO₃^2- HSiO₃^-	метасиликат-ион, метасиликаты, гидрометасиликат-ион, гидрометасикаты
H₄SiO₄	ортокремниевая	SiO₄^4- H₃SiO₄^- H₂SiO₄^2- HSiO₄^3-	ортосиликат-ион; ортосиликаты, тригидро(орто)силикат-ион, тригидро(орто)силикаты, дигидро(орто)силикат-ион дигидро(орто)силикаты, гидроортосиликат-ион, гидроортосиликаты
H₂CrO₄	хромовая	CrO₄^-	хромат-ион, хроматы
H₂Cr₂O₇	двухромовая	Cr₂O₇^2-	бихромат-ион, бихроматы
HClО	хлорноватистая	ClO^-	гипохлорит-ион, гипохлориты
HClO₂	хлористая	ClO₂^-	хлорит-ион, хлориты
HClO₃	хлорноватая	ClO₃^-	хлорат-ион, хлораты
HClO₄	хлорная	ClO₄^-	перхлорат-ион, перхлораты

Гидросоли и названия их кислотных остатков будут рассмотрены в разделе«соли». Правила названия кислородсодержащих кислот и кислотных остатков (за исключением тех, которые имеют тривиальные названия или их следует называть по систематической номенклатуре) следующие:

высшая с. о. элемента (равна № группы в периодической системе) – корень русского названия элемента + окончание « а я» или «ов а я»

с. о. – степень окисления

Название

Кислородсодержащей

Кислоты

с.о. элемента < max – корень русского названия элемента +

окончание « и стая» или «ов и стая»

высшая с.о. элемента – корень латинского названия элемента +

Название суффикс « а т»

Кислотного

остатка

с.о. элемента < max – латинское название элемента + суффикс « и т»

Зная приведенные правила, легко вывести формулы кислот для различных элементов ( с учетом положения в периодической системе ) и назвать их. Например, металл Sn - олово ( 1V гр.) латинское название - stannum ( «станнум»):

Max с.о. = +4 Min с.о. = +2

Оксиды: SnO₂ SnO

амфот. амфот.

+Н₂О+Н₂О

Н₂SnO₃ H₂SnO₂

оловянная кислота оловянистая кислота

SnO₃^2- SnO₂^2-

станнат- ион, станнит-ион,

Na₂SnO₃ – станнат Na Na₂SnO₂ – станнит Na

Оксидам некоторых элементов соответствуют две кислоты: мета- и ортокислота, формально они отличаются на одну молекулу Н₂О.

Вывод формулы мета и ортокислоты ( если они существуют у данного элемента): при формальном присоединении к оксиду одной молекулы Н₂О получаем формулу метакислоты, последующее присоединение еще одной молекулы воды к формуле метакислоты позволяет вывести формулу ортокислоты. Например, выведем формулу мета- и ортокислоты, соответствующей оксиду P (V):

P₂O₅ HPO₃

+H₂O +H₂O

H₂P₂O₆ à HPO₃ - метафосфорная к-та H₃PO₄ - ортофосфорная к-та

Приведем пример обратной задачи: назвать соли NaBO₂ и K₃BO₃. Степень окисления атома бора в этих солях равна +3 ( проверьте расчет), следовательно, соли образованы от кислотного оксида В₂О₃. Если в обеих солях степени окисления бора одинаковые, а виды кислотных остатков разные, то это соли мета- и ортоборной кислоты. Выведем формулы этих кислот:

В₂О₃ НВО₂

+ Н₂О + Н₂О

НВО₂ - метаборная кислота, Н₃ВО₃ - ортоборная кислота,

соли – метабораты соли – ортобораты

Названия солей: NaBO₂ – метаборат натрия; Na₃BO₃ - ортоборат натрия.

Бескислородные килоты

Общая формула таких кислот H_хЭ_у. Эта группа соединений по химическим свойствам и характеру диссоциации в водных средах (образование ионов гидроксония Н₃О⁺) сходна с кислородсодержащими кислотами, однако может быть выделена в отдельную группу, т.к. они не являются гидроксидами. Аналогично кислородным кислотам, они могут быть различной основности.

Название по систематической номенклатуре формируют следующим образом: на первом месте стоит слово «водород» с соответствующими количественными приставками, затем следует латинское название элемента с суффиксом «ид», например:

HCl- водород хлорид

H₂S – диводород сульфид

HCNS - водород роданид

Наиболее распространенные бескислородные кислоты, название по полусистематической (международной) номенклатуре их кислотных остатков и солей приведены ниже:

Формула	Название кислоты	Кислотный остаток	Название кислотного остатка и соли
HF	фтороводородная (плавиковая)	F^-	фторид-ион, фториды
HCl	хлороводородная (соляная)	Cl^-	хлорид-ион, хлориды
HBr	бромоводородная	Br^-	бромид-ион, бромиды
HI	иодоводородная	I^-	иодид-ион, иодиды
H₂S	сероводородная	S^2-	сульфид-ион, сульфиды
HCN	циановодородная	CN^-	цианид-ион, цианиды

Название бескислородной кислоты: сочетание корня русского названия элемента и слова «водородная». (По полусистематической номенклатуре на первом месте - название кислотного остатка + слово «водорода», например HCl-хлорид водорода, H₂S- сульфид водорода, в современной русской учебной литературе наиболее распространены названия, которые приведены в таблице).

Название кислотного остатка: корень латинского названия элемента с суффиксом « и д».

Как и основания, все кислоты, независимо от их состава являются электролитами разной силы и подразделяют в зависимости от степени диссоциации на сильные, слабые кислоты и кислоты средней силы.

Следует запомнить, что сильными кислотами являются следующие: H₂SO₄, HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, HMnO₄.

Такие кислоты, как H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃, HNO₂, H₃BO₃, HСlO, HCN являются слабыми кислотами.

Соли

Соли – сложные вещества, состоящие из катионов (положительно заряженных частиц, чаще всего атомы металла) и отрицательно заряженных кислотных остатков. Разделяют по видам на нормальные (средние), гидросоли (кислые соли), гидроксосоли (основные соли), двойные соли, смешанные и комплексные. Двойные соли содержат атомы двух металлов и общий кислотный остаток, например, алюмокалиевые квасцы - KAl (SO₄)₂·12H₂O. Смешанные соли имеют в своем составе разные кислотные остатки, например CaOCl₂- смешанная соль кислот HCl и HСlO. В составе комплексных солей присутствует комплексный катион, например, [Ag(NH₃)₂]Cl, или комплексный анион – Na[Al(OH)₄]. Как правило, вне зависимости от растворимости, большинство солей являются сильными электролитами.

Нормальные (средние) соли

Нормальные, или средние соли представляют собой продукт полной нейтрализации кислоты основанием (полное замещение атомов водорода атомами металла (более строго - катионами оснований) или полное замещение гидроксид-ионов основания кислотными остатками. В растворах диссоциируют с образованием катионов и анионов (кислотных остатков).

По международной систематической номенклатуре названия солей формируются аналогично описанным ранее названиям других классов соединений.. Например, Na₂CO₃- динатрий триоксокарбонат, К₂SO₄- дикалий тетраоксосульфат(VI), СaSiO₃- кальций триоксосиликат (IV), NaClO – натрий хлорат (I), NaClO₂ –натрий хлорат (II), NaCl- натрий хлорид, Na₂S- динатрий сульфид и т.д.

По полусистематической (международной) номенклатуре на первое место ставят название кислотного остатка (см. таблицы кислот), на второе – название катиона соли с указанием римскими цифрами без алгебраического знака степени окисления металла, если это, как отмечали ранее, необходимо. Например, Na₂CO₃ – карбонат натрия, NaClO – хлорит натрия, FeSO₄- сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ –сульфат железа (III), Na₂S – сульфид натрия. Допускается запись: FeSO₄ – сульфат Fe(II), Fe₂(SO₄)₃ – сульфат Fe(III). В редких случаях для высших степеней окисления элемента в кислотном остатке используется приставка « пер » или « пиро » с суффиксом – « ат», а в низшей степени окисления в названии соли приставка « гипо» с суффиксом « ит ». Например, NaClO можно назвать гипохлоритом натрия, NaClO₄- перхлоратом натрия, а знаменитую «красную ртуть» Hg₂Sb₂O₇ - пиростибатом ртути, без указания степени окисления элемента в кислотном остатке.

По русской номенклатуре, считающейся в настоящее время устаревшей, названия нормальных солей образуют от названия соответствующей кислоты с прибавлением слова «кислый» (для солей, образованных от кислородсодержащих кислот) и названия катиона (при различных степенях окисления металла используют слова «окисное» или «закисное»), например:

Na₂SO₄- сернокислый натрий (высшая степень окисления у атома серы)

Na₂SO₃- сернистокислый натрий (степень окисления у атома серы меньше максимальной).

Fe(NO₃)₂ – азотнокислое закисное железо

Fe(NO₂)₃ – азотистокислое окисное железо

Названия нормальных солей бескислородных кислот по русской номенклатуре начинают с кислотного остатка (русское название элемента в нем записывают в виде прилагательного с суффиксом « ист ») и заканчивают названием катиона: Na₂S - сернистый натрий, КСN - цианистый калий. Если катион (атом металла) проявляет несколько степеней окисления, то в солях с высшей степенью окисления атома металла название кислотного остатка имеет окончание « ая, ое » (CuCl₂ – хлорная медь, FeCl₃ – хлорное железо). При более низкой степени окисления атома металла окончание кислотного остатка будет « истая, истое » (CuCl – хлористая медь, FeCl₂ – хлористое железо).

Названия нормальных солей по русской номенклатуре достаточно сложны, и менее универсальны, поэтому встречаются только в старой литературе. Тем не менее, мы сочли необходимым дать их, поскольку они пока еще используются в технической литературе, некоторых справочниках, на этикетках химреактивов и др.

Примеры названий некоторых солей по полусистематической и систематической номенклатуре приведены ниже:

12 3 4 Следующая ⇒