Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).

Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие груп­пи­ровку OH^-, кото­рая связана через атом кислорода одинарной хими­чес­кой связью с различными хими­чес­кими элементами. Подобно окси­дам, в зависимости от ха­рактера химической свя­зи Э-ОН, гид­рок­си­ды подраз­де­ляют­ся на основные(основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH)₂, Ba(OH)₂, Cr(OH)₂) с преиму­щес­т­вен­но ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH)₂, B(OH)₃), Zn(OH)₂, Fe(OH)₃, Al(OH)₃) с ион­но-ко­ва­лент­ным типом свя­зи и кис­лот­ные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO₂(OH)ÛHNO₃, PO(OH)₃ÛH₃PO₄, SO₂(OH)₂ÛH₂SO₄, Te(OH)₆ÛH₆TeO₆), ClO₃(OH)ÛHClO₄, MnO₂(OH)₂ÛH₂MnO₄, MnO₃(OH)ÛHMnO₄) с преиму­щес­т­­вен­­но ковалент­ной связью.

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH)₂), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH)₂, Cr(OH)₂) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH)₂), дис­со­циация которых протекает частично:

NaOH ® Na⁺ + OH^-, Fe(OH)₂ Û Fe²⁺ + 2OH^-

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H₃O⁺, которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H⁺. Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO₃, HClO₄), средней силы (HAsO₃, HClO₂) и слабые (HClO, H₅IO₆) кислоты:

HNO₃ + H₂O ® H₃O⁺ + NO₃^- (HNO₃ ® H⁺ + NO₃^-)

HClO + H₂O H₃O⁺ + ClO^- (HClO ® H⁺ + ClO^-)

 

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO₄>HCl>H₂SO₄>HMnO₄>HNO₃│>H₂Cr₂O₇>H₂CrO₄>H₂SO₃>H₃PO₄>HF│

 

Слабые

> HNO₂ > HCOOH > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > HClO > HCN > H₃BO₃ > H₂SiO₃

 

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

OH^- + I⁺ Û I(OH), HIO Û IO^- + H⁺

2OH^- + Zn²⁺Û Zn(OH)₂ + 2H₂O Û [Zn(OH)₄]^2- + 2H⁺

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

NaOH (Na + OH^-) + HNO₃ (H⁺ + NO₃^-) = NaNO₃ (Na⁺ + NO₃^-) + H₂O

OH^- + H⁺ = H₂O

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

I(OH) + HClO₄ = IClO₄ + H₂O

HIO + NaOH = NaIO + H₂O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Al(OH)_3¯ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

Al(OH)_3¯ + NaOH (расплав) = NaAlO₂ + 2Н₂О

В зависимости от числа OH^- группировок, содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO₃), двух- (H₂SO₄), трех- (H₃PO₄) и т.д. основ­ные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH)₂), трех- (Al(OH)₃) кислотные основания.

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами.

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

NaOH – гид­рок­сид натрия, Ca(OH)₂ -гид­роксид кальция,

TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH)₃ –гидрок­сид железа (III).

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH₄OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH₃×H₂O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N₂H₄ и гидроксил­а­ми­на NH₂OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N₂H₄×H₂O – гидрат гидразина и NH₂OH×H₂O – гидрат гидроксиламина.

 

Упражнения:

10. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH)₂, Cu(OH)₂, Cd(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃. Приведите формулы соответствующих им оксидов.

11. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

12. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

 

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота. Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H₂CO₃ на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окис­ления элемента N название кислоты образуется добав­ле­ни­ем к названию бол­ь­шин­­ства элементов окончаний: - ная, -евая и –овая. Для мышьяка и сурьмы по пра­ви­лам рус­ско­го языка используются окончания -янная и –яная. Название кислот со сте­пенью окисления элемента N-2 образу­ет­ся в основном образуется с помощью окон­­чания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая, - овистая и – янистая). Кис­ло­ты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, име­ют окончания –новатистая. Для фосфористой H₂PHO₃ и фосфорноватистой HPH₂O₂ кис­лот, характе­ри­зу­ю­щих­ся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, ре­комен­ду­ет­ся использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот, в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета-.

 

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

N	Э^z+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
III	B^3+	-ная	H3BO3 орто бор ная, HBO2 мета бор ная,H2B4O7 тетра бор ная
Al^3+	-евая	H3AlO3 орто алюмини евая, HАlO2 метаалюмин евая
IV	C^4+	-ная	H2CO3 угольная
Si^4+	-евая	H4SiO4 орто кремни евая, H2SiO3 мета кремни евая
Ge^4+	-евая	H4GeO4 орто германи евая, H2GeO3 мета германи евая
Sn^4+	-янная	H4SnO4 орто оло вянная, H2SnO3 мета олов янная
V	N^5+	-ная	HNO3 азот ная
P^5+	-ная	H3PO4 орто фосфор ная, HPO3 мета фосфор ная, H4P2O7 ди фосфор ная, H5P3O10 три фосфор ная
As^5+	-овая	H3AsO4 орто мышьяк овая, HasO3 мета мышьяк овая
Sb^5+	-яная	H3SbO4 орто сурьмяная, HSbO3 мета сурьм яная
VI	S^6+	-ная	H2SO4 сер ная, H2S2O7 ди сер ная
Se^6+	-овая	H2SeO4 селен овая
Te^6+	-овая	H6TeO6 орто теллур овая, H2TeO4 мета теллур овая
Степень окисления элемента N-2
V	N^3+	-истая	HNO2 азот истая
P^3+	-истая	H2PHO3 фосфор истая (фосфоновая)
As^3+	-овистая	H3AsO3 орто мышьяк овистая, HasO2 мета мышьяк овистая
Sb^3+	-янистая	H3SbO3 орто сурьм янистая, HSbO2 мета сурьм янистая
VI	S^4+	-нистая	H2SO3 сер нистая
Se^4+	-истая	H2SeO3 селен истая
Te^4+	-истая	H2TeO3 теллур истая
Степень окисления элемента N-4
V	N^+	-новатистая	H2N2O2 азот новатистая
P^+	-новатистая	HPH2O2 фосфор новатистая (фосфиновая)

 

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N, также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная. Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая, а окон­ча­ние –истая применяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4. Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая.

Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элемен­тов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окис­­ления d-металлов, об­ра­­зующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются но­мером группы N и традиционные названия их оксокислот об­ра­зу­ются подобно р-эле­ментам c по­мощью окончаний – овая, -евая: H₄TiO₄ ти­та­н овая, H₃VO₄ ванади евая, H₂CrO₄ хро­м о­вая, H₂Cr₂O₇ ди хром овая, HMnO₄ мар­ганц евая. Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окис­ления металла рекомендуется ис­пользовать систематические названия, образо­ван­ные по прави­лам для комп­лек­сных соединений.

 

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

N	Э^z+	Окончание	Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
VII	Cl^7+	-ная	HClO4 хлор ная
Br^7+	HBrO4 бром ная
I^7+	H5IO6 орто иод ная, HIO4 мета иод ная
Степень окисления элемента N-2
VII	Cl^5+	-новатая	HClO3 хлор новатая
Br^5+	HBrO3 бром новатая
I^5+	HIO3 иод новатая
Степень окисления элемента N-4
VII	Cl^3+	-истая	HClO2 хлор истая
Br^3+	HBrO2 бром истая
I^3+	HIO2 иод истая
Степень окисления элемента N-6
VII	Cl^+	-оватистая	HClO хлор новатистая
Br^+	HBrO бром новатистая
I^+	HIO иод новатистая

Упражнения:

13. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H₂SO₄, H₂S₂O₇, HNO₃, HNO₂, H₃PO₄, HPO₃, H₄P₂O₇, H₂PHO₃, HPH₂O₂, HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄, H₅IO₆, HMnO₄, H₂Cr₂O₇.

14. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

15. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

16. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H₃BO₃, HMnO₄, H₂S₂O₇, HNO₂, H₃PO₄, H₂WO₄, H₃AsO₃, H₂CrO₄. Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

17. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH)₂, CaCO₃, Cu, N₂O₅, Al(OH)₃, Na₂SiO₃, BaO? Напишите уравнения реакций.

18. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P₄O₁₀, SeO₃, N₂O₃, NO₂, SO₂, As₂O₅.

19. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H₃PO₄®HPO₃, H₃PO₄®H₄P₂O₇, HPO₃®H₃PO₄, HPO₃®H₄P₂O₇, H₄P₂O₇®HPO₃, H₄P₂O₇®H₃PO₄.

 

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.