Какие есть свойства неорганических соединений
Неорганическая химия — раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.
Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли.
Классификация неорганических веществ построена следующим образом:
Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В
этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении
химии.
Оксиды
Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты
(в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:
- CuO — соответствует основанию Cu(OH)2
- Li2O — соответствует основанию LiOH
- FeO — соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
- Fe2O3 — соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
- P2O5 — соответствует кислоты H3PO4
Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.
- Основные
- Амфотерные (греч. ἀμφότεροι — двойственный)
- Кислотные
- SO2 — H2SO3
- SO3 — H2SO4
- P2O5 — H3PO4
- N2O5 — HNO3
- NO2 — HNO2, HNO3
Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются
исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.
Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными
оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.
Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)
Li2O + P2O5 → Li3PO4 (осн. оксид + кисл. оксид = соль)
Li2O + H3PO4 → Li3PO4 + H2O (осн. оксид + кислота = соль + вода)
Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.
Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3,
Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.
С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и
кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.
Fe2O3 + K2O → (t) KFeO2 (амф. оксид + осн. оксид = соль)
ZnO + KOH → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)
ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)
Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что
СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)
Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2,
SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2,
MnO3, Mn2O7.
Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять
степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.
Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.
SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)
SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)
P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)
При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 — не реагирует с водой,
так как продукт реакции — H2SiO3 является нерастворимой кислотой.
Mn2O7 + H2O → HMnO4 (сохраняем СО марганца +7)
SO3 + H2O → H2SO4 (сохраняем СО серы +6)
SO2 + H2O → H2SO3 (сохраняем СО серы +4)
Несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования.
К таким оксидам относят:
- CO
- N2O
- NO
- SiO
- S2O
Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей.
Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:
FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)
Основания
Основания — химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов.
Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр — NaOH, едкое кали — KOH.
Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.
Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания
способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.
NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода — реакция нейтрализации)
Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)
Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет.
Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH,
которое распадается на NH3 и H2O)
LiOH + MgCl2 → LiCl2 + Mg(OH)2↓
KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)
В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.
Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами — с образованием соли
и воды, так и с основаниями — с образованием комплексных солей.
Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)
Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)
При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.
Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода — при высоких
температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)
Кислоты
Кислота — химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации
кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.
Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию
с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).
H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода — реакция нейтрализации)
Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)
Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)
Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду — угольная и сернистая кислоты:
- H2CO3 → H2O + CO2↑
- H2SO3 → H2O + SO2↑
Записать эти кислоты в растворе в виде «H2CO3 или H2SO3» — будет считаться ошибкой. Пишите угольную
и сернистую кислоты в разложившемся виде — виде газа и воды.
Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз.
В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.
Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной — серную кислоту. Природу не
обманешь 🙂
K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной — соляной кислоты — получили более слабую — сероводородную)
K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной — серную)
Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными
гидроксидами, например серная кислота — H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2
В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.
Соли
Соль — ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается
металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль — NaCl.
По классификации соли бывают:
- Средние — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
- Кислые — продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат
лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия) - Основные — продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
- Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2)
- Смешанные — содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
- Комплексные — содержат комплексный катион или анион — атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)4]
(тетрагидроксохромат натрия)
Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более
активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)
Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в
избытке — получается кислая соль, если же в избытке дано основание — средняя соль.
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 (кислота дана в избытке)
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O (основание дано в избытке)
Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода),
то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.
Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2↑ (сильная кислота — соляная, вытесняет слабую — угольную)
MgCl2 + LiOH → Mg(OH)2↓ + LiCl
K2SO4 + H2SO4 → KHSO4 (средняя соль + кислота = кислая соль)
Чтобы сделать из кислой соли — среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:
KHSO4 + KOH → K2SO4 + H2O (кислая соль + основание = средняя соль)
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
групповые Названия элементов, названия простых веществ и ионов
Для элементов, входящих в периодическую систему (ПС) элементов Д.И. Менделеева разрешено использовать следующие групповые названия, отражающие, как правило, общие свойства элементов и простых веществ. Для элементов главных подгрупп в короткопериодном варианте ПС
или 1-2 и 13-18 групп в длиннопериодном (современном) варианте ПС
щелочные металлы (1-ая или IА группа): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
щелочноземельные (кроме Mg) металлы (2-ая или IIАг руппа): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
элементы подгруппы бора ( 13-ая или IIIA группа), металлы (корме бора), не имеют специального названия: B, Al, Ga, In,Ti;
элементы подгруппы углерода (14-ая или IVA группа) или кристаллогены: C, Si, Ge, Sn, Pb;
элементы подгруппы азота (15-ая или VА группа), устаревшее название пникогены и его производное – пниктиды: N, P, As, Sb, Bi;
элементы подгруппы кислорода (16 или VIА группа) или халькогены ,
галогены (17-ая или VIIА группа),
благородные или инертные газы (18-ая или VIIIА группа)
— для элементов побочных подгрупп:
лантаноиды (La – Lu),
актиноиды (Ac – Lr) (названия лантаниды и актиниды использовать не рекомендовано);
редкоземельные металлы (3-я или IIIВ группа, кроме актиноидов);
семейство железа (Fe, Co, Ni);
семейство платины или платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
благородные металлы (Au, Ag + платиновые: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
переходные элементы (d и f-элементы, то есть все элементы побочных подгрупп).
Простые вещества называют, как правило, так же, как и соответствующие элементы. Свои собственные названия имеют только аллотропные модификации углерода (алмаз, графит, карбин, фуллерены) и вторая модификация кислорода (озон). При названиях аллотропных модификаций остальных элементов обычно указывают ее краткую физическую характеристику (белый, красный, черный фосфор, кристаллическая и пластическая сера, серое и белое олово и т. д.).
Элементы кислород, азот, углерод и сера в соединениях с металлами или с менее электроотрицательными неметаллами могут образовывать анионы не только в характерных для них отрицательных степенях окисления ($O^{2-}, S^{2-}, N^{3-}, C^{4-}$, но и ионы, в которых степени окисления элемента зависят от количества атомов в «мостиковых» структурах. Степень окисления углерода в органических соединениях определяется специальными способами (см. тему «Определение степени окисления углерода»). Так, например, элемент кислород может образовывать перекисные и надперекисные ионы, в которых атомы кислорода образуют «кислородные мостики» -O-O- или -O-O-O-. Такие анионы имеют собственные названия: $(O_2)^{2-}$ — пероксид; $(О_2)^-$ — надпероксид; $(О_3)^-$ — озонид; $(N_3)^-$ — азид; $(С_2)^{2-}$ — ацетиленид; $(S_2)^{2-}$ — дисульфид; $(Sn)^{2-}$ — полисульфид.
Названия некоторых стабильных анионов, состоящих из атомов более чем одного элемента, традиционно также имеют окончания -ид: $(OH)^-$ — гидроксид; $(CN)^-$ — цианид; $(CN_2)^{2-}$ — цианамид; $(NH_2)^-$ — амид; $(NH)^{2-}$ — имид; $(SCN)^-$ — роданид.
КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Общие принципы классификации неорганических веществ представлены на схеме. Исходя из данной классификации, все неорганические вещества могут быть подразделены на простые и сложные.
Определение
Простые вещества состоят из атомов одинаковых элементов и подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.
Сложные вещества состоят из атомов разных элементов, химически связанных друг с другом.
В свою очередь, на основании общности свойств, сложные неорганические вещества можно условно разделить на четыре основных класса: бинарные соединения, оксиды, гидроксиды,соли.
Классификация и номенклатура бинарных соединений подробно рассмотрена в теме «Бинарные соединения».
КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ ОКСИДОВ
Определение
Оксидами называются бинарные химические соединения, состоящие из элементов металлов или неметаллов и кислорода. Или, другими словами, оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.
Классификация оксидов основывается на химических свойствах соединений, обусловленных химическим строением (то есть типом образующихся связей и типом кристаллической решетки, строением и электронными характеристиками элементов).
По физическим свойствам оксиды различаются агрегатным состоянием, температурами плавления и кипения, цветом, запахом, растворимостью в воде.
По агрегатному состоянию оксиды бывают:
твердыми (все оксиды металлов, оксид кремния, оксид фосфора),
жидкими (вода $H_2O$),
газообразными (практически все остальные оксиды неметаллов).
По химическим свойствам оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.
Определение
Солеобразующими являются оксиды, способные образовывать гидроксиды при соединении с водой.
Последние, в свою очередь могут проявлять свойства кислот, оснований или обладать амфотерными свойствами. Поэтому солеобразующие оксиды принято разделять на основные, кислотные и амфотерные.
КЛАССИФИКАЦИЯ кислот и оснований
Из начального курса химии вам знакомо следующее определение кислот и оснований:
Определение
Кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металла, и кислотных остатков. Общая формула кислот: $H_x(Ac)^{-n}$, где Ac — кислотный остаток (acid — англ. кислота), х — число атомов водорода, n — степень окисления кислотного остатка. В кислотах x=n.
Определение
Основания (гидроксиды) — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и одной или нескольких гидроксогрупп (-OH). Общая формула оснований: $M^{+n}(OH)_x$, где n — степень окисления металла, х — число гидроксильных групп. n=x.
Следует отметить, что и основания и кислоты относятся к классу гидроксидов, так как содержат гидроксогруппы (-ОН). Поэтому кислоты также называют кислотными гидроксидами, а основания — основными гидроксидами.
Кислотно-основные взаимодействия чрезвычайно распространены в природе и находят широкое применение в научной и производственной практике. Теория кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Кроме привычного определения 8-го класса существуют другие теории:
| Теория | Содержание | Примеры |
|---|---|---|
| Теория электролиической диссоциации Аррениуса | Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы — гидратированные катионы водорода $H^+$ (ионы гидроксония $H_3O$) и анионы кислотного остатка, или другими словами, это электролиты, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка. Основания — сложные вещества-электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-иона и катиона металла. | $NaOH Leftrightarrow Na^+ + OH^-$ основание $HNO_3 Leftrightarrow H^+ + NO_3^-$ кислота |
| Протолитическая теория Бренстеда | Кислоты — это сложные вещества, которые в результате гетеролитического разрыва отдают частицу с положительным зарядом — протон водорода (кислота Бренстэда) Основание — это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда ) | $HCl + NH_3 = NH_4^+ + Cl^-$ к-та осн. к-та осн. |
| Теория Льюиса | Кислота — молекула либо ион, имеющее вакантные электронные орбитали, являющееся акцептором электронной пары (кислота Льюиса) Основание — это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с вакантной орбиталью другого химического соединения |
|
Более подробно эта тема изложена в разделе «Современные понятия о строении и свойствах кислот и оснований».
Классификация кислот
проводится по следующим формальным признакам:
1. по основности, то есть количеству атомов водорода: одно- ($HCl$), двух- ($H_2S$) и трехосновные ($H_3PO_4$);
2. по наличию атомов кислорода: кислородсодержащие ($H_2CO_3$) и бескислородные (HCL);
3. по силе, то есть степени диссоциации: сильные ($HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4$ и др.), слабые ($H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH$ и др.)
4. по устойчивости: устойчивые ($H_2SO_4$); неустойчивые ($H_2CO_3$).
5. по принадлежности к классам химических соединений: неорганические (HBr); органические ($HCOOH,CH_3COOH$);
6. по летучести: летучие ($HNO_3,H_2S, HCl$); нелетучие ($H_2SO_4$);
7. по растворимости в воде: растворимые ($H_2SO_4$); нерастворимые ($H_2SiO_3$);
Классификация оснований
проводится по следующим формальным признакам::
1. по кислотности (количеству гидроксильных групп): однокислотные (NaOH), двукислотные ($Ca(OH)_2$), тркхкислотные ($Al(OH)_3$)
2. по растворимости: щелочи или растворимые основания ($KOH, NaOH$), нерастворимые ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)
| Физические свойства оснований | |
|---|---|
| щелочи | нерастворимые в воде основания |
| твердые кристаллические вещества, растворимые в воде. Их растворы мылки на ощупь. Гидроксиды щелочных металлов (NaOH, KOH) гигроскопичны (поглощают из воздуха водяные пары и расплываются). | выпадают из в виде студенистых аморфных осадков, которые со временем кристаллизуются. Часто имеют переменный состав. Гидроксиды многих переходных металлов (железа, меди, никеля) ярко окрашены. |
3. по силе (степени диссоциации): сильные (NaOH), слабые ($Cu(OH)_2$)
| Сильные основания | Слабые основания |
|---|---|
| NaOH гидроксид натрия (едкий натр) | $Mg(OH)_2$ гидроксид магния |
| KOH гидроксид калия (едкое кали) | $Fe(OH)_2$ гидроксид железа (II) |
| LiOH гидроксид лития | $Zn(OH)_2$ гидроксид цинка |
| $Ba(OH)_2$ гидроксид бария | $Fe(OH)_3$ гидроксид железа (III) |
| $Ca(OH)_2$ гидроксид кальция (гашеная известь) | и т.д. (большинство гидроксидов металлов) |
| $NH_4OH$ гидроксид аммония |
** Не следует путать силу основания и его растворимость. Например, гидроксид кальция – сильное основание, хотя его растворимость в воде не велика. В данном случае сильным основанием (щелочью) считают ту часть гидроксида кальция, которая растворена в воде.
АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ
Определение
Амфотерные гидроксиды — это сложные вещества, которые проявляют и свойства кислот, и свойства оснований.
Формулу амфотерных гидроксидов можно записать и в виде кислоты и в виде основания, например: гидроксид алюминия можно записать в форме основания как $Al(OH)_3$. Если сосчитать общее количество атомов водорода и кислорода, то можно записать: $H_3ALO_3$ или простейшую формулу — $HAlO_2$.
Амфотерные оксиды и гидроксиды образуются амфотерными элементами. Запомните! Амфотерные свойства проявляют элементы-металлоиды: Al, Zn, В, Be, Fe(III), Cr (III) и некоторые другие переходные элементы, имеющие различные степени окисления и расположенные на диагонали амфотерности в ПС (см. тему «Периодическая система, как условная запись периодического закона»). Металлы А‑групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Be‑Al‑Ge‑Sb‑Po, а также примыкающие к ним металлы (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не проявляют типично металлических свойств.
Проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи.
КЛАССИФИКАЦИЯ И ОСОБЕННОСТИ СВОЙСТВ СОЛЕЙ
Определение солей, также как и определение кислот и оснований имеет несколько вариантов. В школьном курсе 8-ого класса определение солей следующее:
Определение
Соли — это сложные вещества, состоящие из катионов металла (иона аммония) и анионов кислотных остатков. Общая формула солей: $M^{+n}_xAc^{m-}_y$, где n, m — степени окисления металла и кислотного остатка, x, y — количество атомов металла и кислотного остатка соответственно. m=x и n=y
Такое определение относится к средним солям, которые образуются в результате реакции нейтрализации между кислотой и основанием, то есть могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды. Поэтому более точное определение средних солей:
Определение
Средние соли — это продукты полного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла, или полного замещения гидроксогрупп в молекуле основания — кислотными остатками.
С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД):
Соли — это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.
Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) определяет соли, как химические соединения, состоящие из катионов и анионов.
Таким образом классификацию солей можно проводить:
1. по растворимости: растворимые, малорастворимые и нерастворимые (определить к какой группе относится соль можно по таблице растворимости)
2. по степени замещения ионов водорода и гидроксильных групп: средние, кислые, основные, двойные, смешанные. Более подробно тема рассмотрена в разделе «Классификация и номенклатура солей».
В таблице приведены примеры и определения кислых и основных солей.
| средние | кислые | основные | двойные | |
|---|---|---|---|---|
| Продукт полного замещения водорода кислоты на металл | Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл (известны только для многоосновных кислот) | Продукт неполного замещения гидроксильных групп основания на кислотный остаток (известны только для многокислотных оснований) | Продукт полного замещения атомов водорода двух- или многоосновной кислоты двумя различными металлами | |
Na$_2$SO$_4$ сульфат натрия CuCl$_2$ хлорид меди(II) $Ca_3(PO_4)_2$ ортофосфат кальция | NaHSO$_4$ гидросульфат натрия CaHPO$_4$ гидроортофосфат кальция Ca(H$_2$PO$_4$)$_2$ дигидроортофосфат кальция | CuOHCl гидроксохлорид меди (II) Ca$_5$(PO$_4$)$_3$(OH) гидроксоортофосфат кальция | $NaKCO_3$ карбонат калия-натрия $KAl(SO_4)_2$ сульфат алюминия-калия |
Отдельный большой класс составляют комплексные соли, которые относятся к комплексным соединениям.
Определение
Комплексные соединения или координационные соединения — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами.
Внутренняя сфера комплексного соединения — центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица.
Внешняя сфера комплексного соединения — остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные.
Например, рассмотрим строение комплексной соли $K_3[Fe(CN)_6]$ — гексацианоферрат (III) калия.
Внутренняя сфера образована ионом железа (III), поэтому это — комплексообразователь, имеющий степень окисления +3. Вокруг этого иона скоординировано шесть ионов $CN^-$. Это лиганды, кординационное число равно шести. Общий заряд внутренней сферы равен: (+3)+ (-1)х6=(-3).
Внешняя сфера образована катионами калия $K^+$. В соответствии с зарядом внутренней сферы, равному (-3), во внешней сфере должно находится 3 иона калия.
Комплексные соли, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоциируют на комплексный малодиссоцирующий катион или анион.
Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).