Химический элемент, химическое соединение

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОГО ЯЗЫКА

УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ПОСОБИЕ

к семинарским, лабораторным занятиям

и самостоятельной работе по общей химии

Санкт-Петербург

 

 

ББК 24.1 и 73

П 69

УДК 546(076.5)

Печатается по решению кафедры неорганической химии РГПУ им. А.И. Герцена

 

Учебно-методическое пособие включает в себя теоретическое вве­дение, примеры решения задач, упражнения, лабора­тор­ные рабо­ты и индивидуальные задания для самостоятельной ра­боты по об­щей химии.

Предназначено для студентов естественно-научных факульте­тов педагогических Вузов.

 

 

Составитель – д-р. хим. наук., проф. К.П. Балашев, к. хим. наук., доцент С.В. Васильева

 

Предисловие

В соответствии с государственными образовательными стандар­та­ми высшего профессионального образования РФ «химия» входит в программу подготовки специалистов практически всех естест­вен­но-научных направлений. Это определяется тем, что химия по сво­ей при­роде является центральной, фундаментальной наукой, тесно свя­зан­ной с любым проявлением наших контактов с матери­аль­ным ми­ром.

Трудности, с которыми сталкивается большинство студентов при изучении химии, в значительной степени связаны с особенностями хи­мического языка, включающего не только много специфи­чес­ких и профессиональных терминов, но и химическую символику. Пожалуй, никакая другая наука, кроме математики, не создала столь удобного и емкого способа записи информации. Именно основам химического языка (химической номенклатуре) и посвящено настоящее учебное пособие, состоящее из девятнадцати разделов. Каждый раздел пособия со­держит краткое теорети­чес­кое вве­де­ние, примеры решения типо­вых задач и упражнения для самостоятельной аудиторной и внеау­ди­торной работы студентов. Для эффективного усвоения материала пособие содержит описание четырех лабораторных работ, а также два набора индивидуальных заданий. В конце пособия приведены справочные материалы, а также ответы к упражнениям.

 

ОГЛАВЛЕНИЕ

Стр.

Предисловие.............................................................................................3

Химический элемент, химическое соединение

1. Химический элемент – символы и названия………… ………………5-6

2. Классификация химических элементов ………………………………6-8

3. Классификация химических соединений по составу…………………8-10

4. Принципы химической номенклатуры – химическая формула,

химическое название соединения..……………………………………10-11

5. Систематические и традиционные названия простых веществ……...11-12

6. Систематические и специальные названия одноэлементных ионов...12-13

7. Степень окисления элементов в химических соединениях…...……...13-14

8. Систематические и специальные названия бинарных соединений.....14-15

9. Функциональная классификация сложных неорганических соединений.................................................................................................15-16

9.1. Оксиды……………………....………………...………………… ……...16-20

9.2. Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные……...20-25

9.3. Пероксокислоты………………….…………………..…………..………25

9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты. ……25-26

9.5. Бескислородные кислоты………………….………………….…………26-27

9.6. Галогенангидриды……………...………………………………...……...27-29

9.7. Соли……………………...………………………………………………..29-36

10. Основные положения координационной теории………………………36-41

10.1. Номенклатура комплексных соединений……………………………....42-45

11. Соединения постоянного и переменного состава (дальтониды и

бертолиды)…..…………………………………………………………...45-46

12. Аддукты………..…………………………………………………………46-47

Лабораторная работа № 1 «Основные классы неорганических

соединений»...........................................................................................................47 -49

13. Количественные характеристики химических элементов и

соединений….............................................................................................49-55

13.1. Определение простейших и молекулярных формул соединений…….55-58

Индивидуальное домашнее задание №1 ………….…...……………………..58-67

Приложение 1. Название химических элементов.……………………………68-73

Приложение 2. Тривиальные названия некоторых веществ, смесей,

сплавов.........................................................................................................…….73-74

Приложение 3. Соотношение между внесистемными единицами и единицами международной системы СИ ….............................……....................................74

Приложение 4. Физико-химические постоянные ……………………………75

Приложение 5. Численные приставки...............................................................75

Приложение 6. Ядовитые вещества и меры первой помощи при

отравлении.........................................................................................................75-77

Приложение 7 Огнеопасные и взрывчатые вещества......................................77-78

 

 

Оксиды.

 

Оксидами называются бинарные соединения элементов с кисло­ро­дом в степени окис­ления –2. Характерной особенностью строения ок­си­дов является наличие в них толь­ко одного типа химической связи: эле­мент-кислород. В со­от­ветствии с формаль­ны­ми степенями окисления элемента (Э^я+, z = 1-8) и кислорода О^2- возможно образо­ва­ние оксидов с простейшими формулами: Э₂О, ЭО, Э₂О₃, ЭО₂, Э₂О₅. ЭО₃, Э₂О₇, ЭО₄. Истинные молеку­ляр­ные формулы оксидов соответствуют целому числу струк­турных единиц, оп­ре­де­ляемых простейшей формулой. Например, мо­лекулярная формула ок­си­да фос­фора (V) P₄O₁₀ соответствует его удвоенной прос­тей­шей формуле P₂O₅. В гра­­фических формулах оксидов число химических связей, об­разуемых каж­дым ато­мом химического элемента, принимается равным его фор­мальной степени окис­­ления. Каждый атом кислорода может образовывать две хи­ми­чес­кие связи либо не­пос­ред­ственно с одним атомом элемента, либо, выступая в ка­чест­ве «мос­ти­ко­вого ато­ма», по одной связи с двумя атомами элемента. Важно отме­тить, что в оксиды характе­ри­зу­ются наличием не более одного мостикового атома кислорода между двумя ато­ма­ми химических элементов. Это пока­зы­ва­ет, что бинар­ные соединения с кислоро­дом, характеризующиеся наличием двух и более мости­ко­вых атомов кислорода, к ок­си­дам не относятся. Например, как видно из графических формул:

Pb₂O₃ (PbO×PbO₂), Pb₃O₄ (2PbO×PbO₂), называемые ранее смешанными оксидами, сле­ду­ет рассматривать как свинцовые соли метасвинцовой (H₂PbO₃) и ортосвинцовой (H₄PbO₄) кислот.

Характерной особенностью строения пероксидов является наличие в их струк­турах кислородной группировки из O₂^2- с непосредственной химической связью между дву­мя атомами кислорода {-O-O-} – например, Na₂O₂, BaO₂. В связи с этим, несмотря на формальное подобие мо­ле­ку­­ляр­ных формул ЭО₂, BaO₂ относится к пероксидам, а PbO₂ – к оксидам.

Систематические названия оксидов и пероксидов обра­зу­ют­ся в соответствии с общими правилами для названий бинарных соединений. Названия складываются из сло­ва оксид (пероксид) и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

Na₂O - оксид натрия, Fe₂O₃ - оксид железа (III),

H₂O₂ - пероксид водорода, BaO₂ – пероксид бария.

Либо в названиях оксидов используются латинские числовые приставки:

Na₂O - оксид динатрия, Fe₂O₃ - триоксид дижелеза.

Некоторые оксиды и пероксиды имеют тривиа­ль­ные названия (при­ложение 2.), используемые в основном в технической литера­ту­ре.

В зависимости от способности оксидов к образованию солей при взаимо­дейс­твию с кислотами, кислотными оксидами, или основаниями и основными ок­сидами, они под­разделяются на солеобразующие и несолеобразующие (CO, NO, N₂O) оксиды. Со­ле­об­разующие оксиды подразделяются на основные, амфотер­ные и кислотные:

 

 

 

:

 

 

 

Схема 3. Классификация солеобразующих оксидов.

 

Основные оксиды с преимущественно ионным характером химической связи Э-О об­разуют прочные ионные кристаллические решетки с высокими темпера­ту­рами ки­пе­ния и плав­ления. В результате этого при нормальных условиях они существуют в ви­де твер­дых кристаллических веществ. Такие оксиды образуют на­именее электроот­ри­­ца­­тель­ные элементы периодической системы с отно­си­тель­но низкой сте­пенью окис­ления – например, катионы щелочных и щелочно­зе­мельных ме­тал­лов, ряд переходных металлов в низких степенях окисления.

Для кислотных оксидов с преимущественно ковалентным характером связи Э-О ха­рактерны менее прочные молекулярные кристаллические решетки с от­но­си­тельно низкими температурами кипения и плавления. Как следствие этого, типичные кис­лот­ные оксиды при нормальных условиях являются газами – CO₂, SO₂, летучими жид­кос­тя­ми, или лекгоплавкими твердыми веществами – (SO₃)₃ (t_кип. = 44,8 ^оС, t_пл. = 16,8 ^оС). Кислотные оксиды образуют электроотри­ца­тель­ные химические элементы (неметаллы или переходные металлы с высокой степенью окисления).

Амфотерные оксиды характеризуются ионно-ковалентным характером хи­ми­ческой связи Э-О и в основном образуют полимерные структуры. При нор­маль­ных условиях это твердые вещества. Образованию амфотерных оксидов спо­собствует как проме­жу­точ­ное значение относительной электроотрица­тель­нос­ти химического элемента, так и средние значения его степени окисления. На­пример, увеличение степени окисления хро­ма: Сr²⁺®Cr³⁺®Cr⁶⁺ приводит к ос­лаблению степени ионности и усилению кова­лен­т­ности связи Cr-O в оксидах и, как следствие этого, к закономерному переходу от основного оксида CrO к амфотерному Cr₂O₃ и кислотному оксиду CrO₃

В соответствии с характером химической связи основные и кислотные ок­си­ды вза­и­модействуют с водой с образованием соответствующих основных и кис­лотных гид­рок­сидов – оснований и кислородсодержащих кислот (оксокислот):

BaO + H₂O = Ba(OH)₂

SO₃ + H₂О = Н₂SO₄ {SO₂(OH)₂)}

Взаимодействие основных оксидов с кислотами, а кислотных оксидов с осно­ва­ни­ями сопровождается образованием соли и воды:

BaO + 2HCl = BaCl₂ + H₂O

SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Различный характер химической связи Э-О в кислотных и основных оксидах оп­ре­де­ля­ет эффективное взаимодействие их между собой с образование ок­со­со­лей: BaO + SO₃ = BaSO₄

Кислотно-основные свойства амфотерных оксидов выражены значительно сла­бее. С водой большинство амфотерных оксидов практически не взаимо­дейс­т­вуют. Их кис­лот­но-ос­новная двойственность проявляется при взаимо­дейс­т­вии с сильными основа­ни­ями и кислотами, а также с типично основными и кис­лотными оксидами:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO + 2NaOH (сплав) = Na₂ZnO₂ + H₂O

ZnO + SO₃ = ZnSO₄

ZnO + Na₂O (сплав) = Na₂ZnO₂

Следует отметить, что образование оксосолей на основе амфотерных оксидов про­ис­хо­дит только в расплавах. В водных растворах продуктами их взаимо­дейс­твия с ос­но­ваниями являются соли, содержащие в качестве аниона гидрок­со­комплексы.

 

 

Упражнения:

10. Приведите систематические названия оксидов, распределите оксиды по классам: K₂O, BeO, Al₂O₃, OsO₄, CO, CO₂, ZnO, N₂O, NiO, N₂O₅, Cr₂O₃, CrO₃, Mn₂O₇. Какие из данных оксидов будут вступать в реакцию: а) с соляной кислотой, б) с гидроксидом натрия, в) и с соляной кислотой, и с гидроксидом натрия; записать уравнения химических реакций.

11. Указать, какая из приведенных графических формул отвечает оксиду Mn (VII) и почему:

12. Приведите молекулярные и графические формулы оксидов: маг­ния, алюминия, азота (IV), азота (I), фосфора (V), серы (VI), хлора (VII), марган­ца (VII), хрома (III). Приведите реакции гидратации (взаимодействия с водой) этих оксидов.

13. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов: CrO₃, TeO₃, Сl₂O₃, NO₂, SeO₂.

14. Приведите графические формулы, отражающие молекулярный состав окси­дов фос­фора(III) P₄O₆ и фосфора(V) P₄O₁₀.

15. На основании структурных формул объясните, какие из приведенных би­нар­ных кислородных соединений относятся к оксидам:

16. Приведите реакции, демонстрирующих кислотно-основные свойс­т­­ва окси­дов: Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇, CrO, Cr₂O₃, CrO₃.

 

Пероксокислоты.

 

Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- по­лу­чили груп­повое название пероксокислоты. Пероксидная группа в сос­­таве пероксо­кислот может замещать как атом кислорода в гидрок­сид­ной группировке, так и мостиковый кисло­род­ный атом, объеди­ня­ю­щий атомы элемента кислотооб­ра­зо­ва­те­ля в полиядерных кислотных гидрок­си­дах:

 

При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу за­к­лю­чать в круглые скобки и записывать в правой части фор­му­лы. Традиционные названия пер­ок­со­кислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением прис­тавки пероксо-. При наличии в составе пероксокислоты нес­кольких пероксид­ных группировок их количество указывается численной прис­тав­кой: ди-, три-, тетра- и т.д. Например: HNO₂(O₂) пероксоазотная кислота, H₃PO₂(O₂)₂ дипероксофосфорная кис­лота.

 

 

Упражнение:

9. Приведите традиционные названия и графические формулы следую­щих пероксо­кис­лот: H₃PO₂(O₂), H₄P₂O₆(O₂), H₃BO₂(O₂).

 

9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.

Оксокислоты, в которых часть или все атомы кислорода замещены на атомы серы, называют тиокислотами. При записи формул тио­кис­лот рекомендуется серу поме­щать на последнее место справа - H₃PO₃S, H₃PO₂S₂, H₃POS₄, H₃PS₄:

 

Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответ­ствую­щей ок­со­кислоты с добавлением приставки тио-;при замещении двух и более ато­мов кис­ло­рода на атомы серы их количество указывается численными прис­тавками: ди-, три-, тетра- и т.д.

 

Оксокислоты общей формулы H₂(O₃S-S_n-SO₃) (n = 0¸4) называют поли­ти­о­но­выми. Характерной особенностью их строения (за исключение H₂S₂O₆) яв­ля­ет­ся наличие мос­тиковых атомов серы, объединяющих две структурные {SO₃}-группировки:

 

В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непос­ред­с­т­вен­но атомами серы-кислотообразователями H₂(O₃S-SO₃). Традиционные назва­ния политио­но­вых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество ато­мов серы в составе и группового окончания –тионовая кислота.

 

Кислотные гидроксиды, в которых часть гидроксидных группировок или ато­мов кислорода замещена на другие атомы галогенов или -NH₂, =NH груп­пи­ровки, называют замещенными кислотами. Традиционные названия таких кис­лот образу­ют­ся от названия соответствующей оксокислоты с добавлением прис­­тав­ки, составлен­ной из названия замещающих атомов галогенов или групп (NH₂ – амид, NH – имид) и со­единительной гласной –о. В формулах таких кислот замещающие атомы или груп­пы помещают на последнее место.

 

 

По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кис­ло­та­ми:

HSO₃F - фторсульфоновая, HSO₃Cl - хлорсульфоновая,

HSO₃(NH₂) – амидосульфоновая, H₂S₂O₄(NH) - имидодисульфоновая кислота.

 

 

Упражнения:

10. Приведите традиционные названия замещенных оксокислот: HSeO₃F, HAsO₂Cl₂, H₂CS₃, H₃POS₃, H₂AsO₃(NH₂).

11. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосер­ная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, ди­­броммышьяковая, амидоугольная.

 

Бескислородные кислоты.

 

Водные растворы водородных соединений халькогенов (H₂S, H₂Se, H₂Te) и галоге­нов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN₃), в кото­рых роль электроотрицательных составля­ю­щих (анионов) играют группы атомов, об­ла­дающих галогенидоподобными свойс­т­вами, проявляют кислот­ные свойства и дис­со­циируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют се­мейство бескис­лород­ных кислот.

Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского наз­ва­ния элемента или специального названия псевдогалогенидной группи­ров­ки с добав­ле­нием соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота:

HF - фтор оводородная кислота, H₂Te - теллур оводородная кис­лота,

HCN - ци­ан ово­дородная кислота, HNCS - тиоцианат оводородная кислота,

HN₃ - азид оводородная кислота (или азотист о­водо­род­ная кислота).

Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в хими­чес­кой прак­тике применяют и три­ви­альные названия (см. приложение 2):

HF - плавиковая кислота, HCl - соляная кис­лота,

HCN - синильная кис­лота, H₂S - сероводородная вода.

Упражнение:

12. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H₂S, HF, H₂Se.

13. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.

 

Галогенангидриды.

 

Галогенангидридами называют сложные вещества, которые можно рас­смат­ривать как продукты полного замещения гидроксидных груп­пи­ровок в моле­ку­лах оксо­кис­лот атомами галогенов. Таким образом, га­ло­генангидриды явля­ют­ся конечным чле­ном ряда последовательных превра­ще­ний оксокислоты при заме­ще­нии гидроксидных групп на атомы гало­ге­нов: ок­со­кислота ® галогензамещенная оксокис­ло­та ® галоген­ан­г­идрид. На­при­мер, POCl₃ является конечным членом ряда по­сле­довательного заме­ще­ния трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:

 

 

 

Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустой­чи­вых оксокислот – например, CCl₄ и PCl₅ формально являются хлор­ан­гидридами пол­ностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H₄CO₄ и фосфора (V) H₅PO₅, в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления эле­мента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, ли­бо атомы разных галогенов: POCl₃, POBrCl₂, POIBrCl.

В химической практике для галогенангидридов используют несколько ме­тодов пос­т­роения их названий:

- по правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с ис­поль­­зо­ва­нием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрица­тель­ных га­ло­­ге­нидных и оксидных ионов галогенангидрида:

PCl₃ - трихлорид фос­фора, PCl₅ - пен­тахлорид фосфора,

POCl₃ - трихлорид-оксид фосфора, POBrCl₂ - дихлорид-бро­мид-оксид фосфора;

- по правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с ука­зани­ем по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:

PCl₃ - хлорид фосфора (III), PCl₅ - хлорид фосфора (V);

- традиционные названия образуют с помощью числовых приставок, ука­зы­ва­ю­щих количество атомов галогенов, русского названия галогенов, окон­ча­ния – ангидрид и названия килоты в родительном падеже: PCl₃ - трихлор­ан­гид­рид фосфористой кис­ло­ты, POCl₃ - трихлорангидрид фосфорной кислоты, POBrCl₂ - дихлорброман­гид­рид фосфорной кислоты;

- для галогеннгидридов серной и сернистой кислоты допускается ограничен­ное ис­поль­зование специальных названий, в которых применяются специ­аль­ные назва­ния катионов: SO₂²⁺ - сульфурил и SO²⁺ - тионил:

SO₂Cl₂ - суль­фу­рилх­лорид, SO₂FCl - сульфурилхлоридфторид,

SOBr₂ - тионилбромид, SOF₂ - ти­онил­фторид.

Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффек­тив­ное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксо­кис­ло­ты:

PCl₅ + 3H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

POBrCl₂ + 3H₂O = H₃PO₄ + 2HCl + HBr

 

 

Упражнения:

14. Приведите систематические и традиционные названия гало­ген­ан­гид­ридов и напишите реакции их вза­и­мо­дейст­вия с водой: SbOCl, SeO₂F₂, NOBr, NO₂F₂, NF₃, AsOCl₂F, CO₂Cl₂, SOCl₂, SO₂Br₂.

15. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфу­рил­фторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.

 

Соли.

 

Соли являются одним из наиболее емких по числу химических со­е­ди­нений классов не­органических соединений. Они образуются в ре­зуль­тате самых раз­но­образных хи­ми­ческих процессов и, в частности, яв­ляются продуктами кис­лотно-основных реак­ций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э_nX_m и полиэлементных хи­ми­чес­ких соединений, харак­те­ри­зу­ю­щихся соответственно преи­му­щественно ионным и ковалентным харак­те­ром химической связи Э-Х (табл. 1.5).

 

Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.

Соединения	Реакция солеобразования
Основные	Кислотные
NaF	PF5	NaF + PF5 = Na[PF6]
Na2O	P2O5	3Na2O + P2O5 = 2Na3[PO4] Na2O + P2O5 = 2Na[PO3]
Na2S	P2S5	3Na2S + P2S5 = 2Na3[PS4] Na2S + P2S5 = 2Na[PS3]
Na3N	P3N5	Na3N + P3N5 = Na4[PN3]
NaH	AlH3	NaH + AlH3 = Na[AlH4]
NaOH	Al(OH)3	NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] NaOH + Al(OH)3 = Na[AlO2] + H2O
NaNO3	I(NO3)	NaNO3 + I(NO3) = Na[I(NO3)2]
NaOH	HNO3	NaOH + HNO3 = Na[NO3] + H2O
Al(OH)3	H3PO4	Al(OH)3 + H3PO4 = Al[PO4] + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H3PO4 = Al2[HPO4]3 + 6H2O Al(OH)3 + 3H3PO4 = Al[H2PO4]3 +3H2O 3Al(OH)3 + 2H3PO4 = (AlOH)3[PO4]2 + 6H2O 3Al(OH)3 + H3PO4 = {Al(OH)2}3[PO4] + 3H2O
NaOH + Ba(OH)2	H3PO4	NaOH + Ba(OH)2 + H3PO4 = (NaBa)[PO4] + 3H2O
Al(OH)3	H2SO4+ HNO3	Al(OH)3 + H2SO4 + HNO3 = Al[(SO4)NO3] + H2O

 

В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, яв­ля­ю­щи­е­ся производными исходных основных и кислотных соединений и име­ю­щих преи­му­щественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и раст­во­рах соли подвергаются процессу электролитической дис­со­ци­ации, приводящей к образованию катионов и анионов.

В зависимости от состава соли классифицируются по при­роде катионов и ани­онов:

- соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона ам­мо­­ния и металла ({(KAl)[SO₄]₂, {(NH₄)₂Fe}[SO₄]₂) называются двой­ны­ми солями, а соли со сложными ани­о­нами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO₄)NO₃]) – смешанными со­лями:

 

 

- в зависимости от того, анионы каких кислот входят в состав соли, выделяют: соли ок­сокислот и бескислородных кислот (Na₂SO₄ и Na₂S), а также соли различных за­мещенных оксокислот (Na₂S₂O₈, Na₂SO₃S, NaSO₃Cl и т.д.):

 

 

- cоли, в состав катионов которых входят гидроксидные группировки (Al(OH)[SO₄], {Al(OH)}₂[SO₄], Al(OH)₂Cl) и способные проявлять основные свойства за счет об­ра­зования OH^--ионов в резуль­тате процесса электролити­чес­кой диссоциации ка­ти­о­на – например:

Al(OH)SO₄®Al(OH)²⁺ + SO₄^2-

Al(OH)²⁺ Û Al³⁺ + OH^-

назы­ва­ются ос­новными. Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­ного за­меще­ния гидроксидных групп в основных гидроксидах на груп­пи­ров­ки, яв­ля­ю­щиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескис­ло­родных кис­лот:

 

- со­ли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH₄)[HSO₄], NaHS) и спо­соб­ны про­яв­лять кислотные свойства за счет образования ионов гидрок­со­ния при элек­т­ро­ли­ти­чес­кой диссоциации аниона – например:

NaHS® Na⁺ + HS^-, HS^- Û H⁺ + S^2-

называются кис­лы­ми. Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­но­го замещения водорода в кислотах на катионы металла или ам­мо­ния:

 

 

 

- соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кис­лот­ные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними или нормальными.

Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют крис­тал­­ли­чес­кие ре­шет­ки, содер­жа­щие молекулы воды – например: CuSO₄×5H₂O, Na₂SO₄×10H₂O. Та­кие соли называются кристаллогидратами.

Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате ре­ак­ций нейтрализации при раз­личных соотношениях многосновных кислот и мно­гокислот­ных оснований и легко пе­ре­ходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H₂PO₄)₃ + Al(OH)₃ = Al₂(HPO₄)₃ + 3H₂O

Al₂(HPO₄)₃ + Al(OH)₃ = 3AlPO₄ + 3H₂O

2AlPO₄ + Al(OH)₃ = (AlOH)₃(PO₄)₂

(AlOH)₃(PO₄)₂ + 3Al(OH)₃ = 2{Al(OH)₂}₃PO₄

 

{Al(OH)₂}₃PO₄ + H₃PO₄ = (AlOH)₃(PO₄)₂ + 3H₂O

(AlOH)₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = 3AlPO₄ + 3H₂O

2AlPO₄ + H₃PO₄ = Al₂(HPO₄)₃

Al₂(HPO₄)₃ + H₃PO₄ = 2Al(H₂PO₄)₃

Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по об­щим правилам для бинарных соединений:

Na₂S - сульф ид натрия, FeCl₃ - хло­р ид железа (III) (трихлорид железа),

Cu(CN)₂ - циан ид меди (II), AgCNS - тиоцианат серебра.

Систематические названия солей ок­сокислот и их производ­ных образуются по правилам номенклатуры для ком­п­лексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в хи­мической практике для наиболее распространенных солей ок­со­кислот широко используют тра­ди­ционные на­з­вания.

Традиционные названия солей состоят из названий анионов и катионов. На­з­ва­ние анионов средних солей распространенных оксокислот строится из кор­ней русских или латинских (Табл. 1.) названий кислотообразующих элементов с со­ответ­ству­ю­щи­ми окончаниями и приставками в зависимости от их степени окисления (Табл. 6, 7) и через дефис групповым словом –ион. Для р-эле­мен­тов III-VI группы в высшей степени окисления в названии анионов ис­поль­зуют окончание –ат, в более низкой степени (N-2) – суффикс –ит и для N⁺ и P⁺ - пристаку гипо- и окончание –ит.

Для га­ло­генов в степени окисления +7 в названии анионов используют прис­тав­ку пер- и окон­чание –ат; для степеней окисления: +5 – окончание - ат, +3 – окон­­чание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо- и окончание –ит.

Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии ок­со­кис­лот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.

Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются сис­те­ма­ти­ческие названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в хими­чес­кой практике применяют традиционные названия.

В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из на­зва­ния аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в роди­тель­ном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):

Fe₂(S₂O₇) - дисульфат железа (III), Na₃PO₄ - орто­фос­фат натрия,

Ba₅(IO₆) - ортопериодат бария, NiSeO₃ - селенит никеля (II),

NaPH₂O₂ - ги­по­фос­фит натрия, KMnO₄ - перманганат калия.

 

­Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.

N	Э^z+	Приставка/окончание	Анион, название-ион
Высшая степень окисления N
VI	S^6+	/-ат	SO4^2- сульф ат -, S2O7^2- дисульф ат -
Se^6+	SeO4^2- селен ат -
Te^6+	TeO4^2- метателлур ат -, TeO6^6- ортотеллур ат -
V	N^5+	NO3^- нитр ат -
P^5+	PO4^3- ортофосф ат -, PO3^- метафосф ат -, P2O7^4- дифосф ат -
As^5+	AsO4^3- ортоарсен ат -, AsO3^- метаарсен ат -
Sb^5+	SbO4^3- ортоантимон ат -
Bi^5+	BiO3^- висмут ат -
IV	C^4+	CO3^2- карбон ат -
Si^4+	SiO3^2- силик ат -
Ge^4+	GeO3^2- герман ат -
Sn^4+	SnO3^2- станн ат -
Pb^4+	PbO4^4- ортоплюмб ат -, PbO3^2- метаплюмб ат -
III	B^3+	BO3^3- ортобор ат -, BO2^- метабор ат -, B2O7^4- дибор ат -
Al^3+	AlO2^- метаалюмин ат -
Степень окисления N-2
VI	S^4+	/-ит	SO3^2- сульф ит -, S2O5^2- дисульф ит -
Se^4+	SeO3^2- селен ит -
Te^4+	TeO3^2- теллур ит -
V	N^3+	NO2^- нитр ит -
P^3+	PHO3^2- фосф ит - (фосфонат-)
As^3+	AsO3^3- ортоарсен ит -, AsO2^- метаарсен ит -
Sb^3+	SbO3^3- ортоантимон ит -, SbO2^- метаантимон ит -
Степень окисления N-4
V	N^+	Гипо-/-ит	N2O2^2- гипо нитр ит -
	P^+	PH2O2^- гипо фосф ит - (фосфинат-)

Таблица 7. Традиционные названия оксоанионов p-элементов VII группы.

Приставка/окончание	Анион, название-ион
Высшая степень окисления +7
Пер-/ат-	ClO4^- пер хлор ат -, BrO4^- пер бром ат -, IO6^5- орто пер иод ат -, IO4^- мета пер иод ат
Степень окисления +5
-/ат-	ClO3^- хлор ат -, BrO3^- бром ат -, IO3^- иод ат -
Степень окисления +3
-/ит-	ClO2^- хлор ит -, BrO2^- бром ит -, IO2^- иод ит -
Степень окисления +1
Гипо-/ит-	ClO^- гипо хлор ит -, BrO^- гипо бром ит -, IO^- гипо иод ит -

 

Таблица 8. Традиционные названия оксоанионов d-элементов.