Dla pierwiastków wchodzących w skład układu okresowego (PS) pierwiastków D.I. Mendelejew, dozwolone jest używanie następujących nazw grup, odzwierciedlających z reguły ogólne właściwości pierwiastków i prostych substancji. Dla elementów główne podgrupy w krótkoterminowej wersji PS
lub Grupy 1-2 i 13-18 w długoterminowej (nowoczesnej) wersji PS
Dla elementów podgrupy boczne:
Proste substancje są z reguły nazywane w taki sam sposób, jak odpowiadające im elementy. Tylko modyfikacje alotropowe węgiel (diament, grafit, karbin, fulereny) oraz druga modyfikacja tlenu (ozon). Nazwy alotropowych modyfikacji pozostałych pierwiastków wskazują zwykle na ich krótkie właściwości fizyczne (fosforan biały, czerwony, czarny, siarka krystaliczna i plastyczna, cyna szara i biała itp.).
Pierwiastki tlen, azot, węgiel i siarka w związkach z metalami lub z mniej elektroujemnymi niemetalami mogą tworzyć aniony nie tylko w ich charakterystycznych ujemnych stanach utlenienia ($O^(2-), S^(2-), N^( 3- ), C^(4-)$, ale także jony, w których stopień utlenienia pierwiastka zależy od liczby atomów w strukturach „mostkowych". Stopień utlenienia węgla w związkach organicznych określa się specjalnymi metodami (patrz temat „Określanie stopnia utlenienia węgla”). Na przykład tlen pierwiastkowy może tworzyć jony nadtlenkowe i nadtlenkowe, w których atomy tlenu tworzą „mostki tlenowe” -O-O- lub -O-O-O-. Takie aniony mają swoje nazwy własne: $(O_2)^(2-)$ - nadtlenek; $ (O_2)^-$ - nadtlenek; $(O_3)^-$ - ozonek; $(N_3)^-$ - azydek; $(C_2) ^(2-)$ - acetylenek; $(S_2)^(2- )$ - dwusiarczek, $(Sn)^(2-)$ - wielosiarczek.
Nazwy niektórych stabilnych anionów, składających się z atomów więcej niż jednego pierwiastka, tradycyjnie również mają końcówki -id: $(OH)^-$ - wodorotlenek; $(CN)^-$ - cyjanek; $(CN_2)^(2-)$ - cyjanamid; $(NH_2)^-$ - amid; $(NH)^(2-)$ - imid; $(SCN)^-$ - tiocyjanian.
Ogólne zasady klasyfikacji substancji nieorganicznych przedstawiono na schemacie. Na podstawie tej klasyfikacji wszystkie substancje nieorganiczne można podzielić na proste i złożone.
Definicja
Proste substancje składają się z atomów tych samych pierwiastków i dzielą się na metale, niemetale i gazy obojętne.
Substancje złożone Składają się z atomów różnych pierwiastków, które są ze sobą połączone chemicznie.
Z kolei w oparciu o wspólność właściwości złożone substancje nieorganiczne można podzielić na cztery główne klasy: związki binarne, tlenki, wodorotlenki, sole.
Klasyfikacja i nazewnictwo związków binarnych zostało szczegółowo omówione w temacie „Związki binarne”.
Definicja
Tlenki zwane binarnymi związkami chemicznymi składającymi się z pierwiastków metali lub niemetali i tlenu. Innymi słowy, tlenki to złożone substancje składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen.
Klasyfikacja tlenków opiera się na właściwościach chemicznych związków ze względu na budowę chemiczną (tj. rodzaj utworzonych wiązań i rodzaj sieci krystalicznej, strukturę i charakterystykę elektronową pierwiastków).
Tlenki różnią się właściwościami fizycznymi stan skupienia, temperatura topnienia i wrzenia, kolor, zapach, rozpuszczalność w wodzie.
Według stanu skupienia tlenki to:
Według właściwości chemicznych tlenki dzielą się na nie tworzące soli i tworzące sól.
Definicja
Tworzenie soli są tlenkami zdolnymi do tworzenia wodorotlenków w połączeniu z wodą.
Te z kolei mogą wykazywać właściwości kwasów, zasad lub mieć właściwości amfoteryczne. Dlatego tlenki tworzące sól dzieli się zwykle na zasadowe, kwasowe i amfoteryczne.
Od wstępnego kursu chemii znasz następującą definicję kwasów i zasad:
Definicja
kwasy- są to złożone substancje składające się z atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i reszt kwasowych. Ogólny wzór kwasów to: $H_x(Ac)^(-n)$, gdzie Ac to reszta kwasowa (kwas to angielski kwas), x to liczba atomów wodoru, n to stopień utlenienia reszty kwasowej . W kwasach x=n.
Definicja
Podwaliny(wodorotlenki) to złożone substancje składające się z atomów metali i jednej lub więcej grup hydroksylowych (-OH). Ogólny wzór zasad to: $M^(+n)(OH)_x$, gdzie n to stopień utlenienia metalu, x to liczba grup hydroksylowych. n=x.
Należy zauważyć, że zarówno zasady, jak i kwasy należą do klasy wodorotlenków, ponieważ zawierają grupy hydroksylowe (-OH). Dlatego kwasy są również nazywane wodorotlenkami kwasowymi, a zasady nazywane są również wodorotlenkami zasadowymi.
Oddziaływania kwasowo-zasadowe mają niezwykle powszechny charakter i są szeroko stosowane w praktyce naukowej i przemysłowej. Teoria kwasów i zasad to zbiór podstawowych pojęć fizycznych i chemicznych opisujących naturę i właściwości kwasów i zasad. Oprócz zwykłej definicji ósmej klasy istnieją inne teorie:
| Teoria | Zawartość | Przykłady |
|---|---|---|
| Teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa |
kwasy- są to substancje tworzące jony w roztworze wodnym - uwodnione kationy wodorowe $H^+$ (jony wodorowe $H_3O$) oraz aniony reszty kwasowej, czyli innymi słowy są to elektrolity dysocjujące na kationy wodorowe i aniony pozostałość kwasowa. Podwaliny- substancje złożone - elektrolity, dysocjujące z utworzeniem jonu wodorotlenowego i kationu metalu. |
$NaOH \Leftrightarrow Na^+ + OH^-$ zasada $HNO_3 \Leftrightarrow H^+ + NO_3^-$ kwas |
| Protolityczna teoria Bronsteda |
kwasy- są to złożone substancje, które w wyniku szczeliny heterolitycznej wydzielają cząstkę z ładunkiem dodatnim - proton wodoru (kwas Brensteda) Baza jest związkiem chemicznym zdolnym do tworzenia wiązania kowalencyjnego z protonem (zasada Brønsteda) |
$HCl + NH_3 = NH_4^+ + Cl^-$ do tego podstawowego do tego podstawowego |
| Teoria Lewisa |
Kwas- cząsteczka lub jon, który ma wolne orbitale elektronowe, który jest akceptorem par elektronów (kwas Lewisa) Baza jest związkiem chemicznym zdolnym do tworzenia wiązania kowalencyjnego z wolnym orbitalem innego związku chemicznego |
|
Ten temat został szerzej opisany w rozdziale „Współczesne koncepcje budowy i właściwości kwasów i zasad”.
odbywa się według następujących kryteriów formalnych:
1. przez zasadowość czyli liczba atomów wodoru: jedno- ($HCl$), dwu- ($H_2S$) i trójzasadowe ($H_3PO_4$);
2. przez obecność atomów tlenu: zawierające tlen ($H_2CO_3$) i anoksyczne (HCL);
3. siłą czyli stopień dysocjacji: silny ($HCl, HNO_3, H_2SO_4, HClO_4$ itd.), słaby ($H_2S, H_2CO_3, CH_3COOH$ itd.)
4. w zakresie zrównoważonego rozwoju: trwałe ($H_2SO_4$); niestabilna ($H_2CO_3$).
5. poprzez przynależność do klas związków chemicznych: nieorganiczny (HBr); organiczne ($HCOOH,CH-3COOH$);
6.przez zmienność: lotny ($HNO_3,H_2S, HCl$); nielotny ($H_2SO_4$);
7. przez rozpuszczalność w wodzie: rozpuszczalny ($H_2SO_4$); nierozpuszczalny ($H_2SiO_3$);
odbywa się według następujących kryteriów formalnych::
1. według kwasowości(liczba grup hydroksylowych): jednokwasowa (NaOH), dwukwasowa ($Ca(OH)_2$), trójkwasowa ($Al(OH)_3$)
2. przez rozpuszczalność: zasady lub zasady rozpuszczalne ($KOH, NaOH$), nierozpuszczalne ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)
3. siłą(stopnie dysocjacji): silna (NaOH), słaba ($Cu(OH)_2$)
** Nie myl siły bazy z jej rozpuszczalnością. Na przykład wodorotlenek wapnia jest mocną zasadą, chociaż jego rozpuszczalność w wodzie nie jest świetna. W tym przypadku za mocną zasadę (zasadę) uważa się tę część wodorotlenku wapnia, która jest rozpuszczona w wodzie.
Definicja
Wodorotlenki amfoteryczne to złożone substancje, które wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.
Wzór wodorotlenków amfoterycznych można zapisać zarówno jako kwas, jak i zasadę, na przykład: wodorotlenek glinu można zapisać w postaci zasady jako $Al(OH)_3$. Jeśli policzymy całkowitą liczbę atomów wodoru i tlenu, to możemy napisać: $H_3ALO_3$ lub najprostszy wzór - $HAlO_2$.
Amfoteryczne tlenki i wodorotlenki tworzą pierwiastki amfoteryczne. Pamiętać! Właściwości amfoteryczne wykazują pierwiastki metaloidalne: Al, Zn, B, Be, Fe(III), Cr(III) oraz kilka innych pierwiastków przejściowych, które mają różne stopnie utlenienia i znajdują się na przekątnej amfoterycznej w PS (patrz temat „Układ okresowy jako warunkowy zapis prawa okresowego”). Metale z grupy A tworzące przekątną amfoteryczną w układzie okresowym Be-Al-Ge-Sb-Po, jak również metale z nimi sąsiadujące (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nie wykazują właściwości typowo metalicznych .
Manifestacja właściwości dualnych (amfoterycznych), zarówno metalicznych (zasadowych), jak i niemetalicznych, wynika z natury wiązania chemicznego.
Definicja soli, jak również definicja kwasów i zasad, ma kilka opcji. W szkolnym kursie ósmej klasy definicja soli jest następująca:
Definicja
Sole - są to złożone substancje składające się z kationów metali (jonu amonowego) i anionów reszt kwasowych. Ogólny wzór soli to: $M^(+n)_xAc^(m-)_y$, gdzie n, m to stopnie utlenienia metalu i reszty kwasowej, x, y to liczba atomów metalu i pozostałości kwasowej. m=x i n=y
Definicja ta odnosi się do średnich soli, które powstają w wyniku reakcji neutralizacji między kwasem a zasadą, to znaczy można je otrzymać w reakcji kwasów i zasad z uwolnieniem wody. Dlatego dokładniejsza definicja średnich soli:
Definicja
Średnie sole- są to produkty całkowitego zastąpienia atomów wodoru w cząsteczce kwasu przez atomy metalu lub całkowitego zastąpienia grup hydroksylowych w cząsteczce zasady resztami kwasowymi.
Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej (TED):
Sól- są to złożone substancje, które dysocjują w roztworach wodnych na kationy metali i aniony reszt kwasowych.
Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC) definiuje sole jako związki chemiczne składające się z kationów i anionów.
W ten sposób klasyfikację soli można przeprowadzić:
1.przez rozpuszczalność: rozpuszczalna, słabo rozpuszczalna i nierozpuszczalna (możesz określić do której grupy należy sól zgodnie z tabelą rozpuszczalności)
2. według stopnia podstawienia jonów wodorowych i grup hydroksylowych: średnie, kwaśne, podstawowe, podwójne, mieszane. Temat został szerzej omówiony w rozdziale „Klasyfikacja i nazewnictwo soli”.
W tabeli podano przykłady i definicje soli kwasowych i zasadowych.
| średni | kwaśny | Główny | podwójnie | |
|---|---|---|---|---|
| Produkt całkowitego zastąpienia kwaśnego wodoru metalem | Produkt niecałkowitego zastąpienia kwaśnego wodoru metalem (znany tylko dla kwasów wielozasadowych) | Produkt niecałkowitego zastąpienia grup hydroksylowych zasady resztą kwasową (znany tylko dla zasad polikwasowych) | Produkt całkowitego zastąpienia atomów wodoru dwuzasadowego lub wielozasadowego kwasu dwoma różnymi metalami | |
|
Na$_2$SO$_4$ siarczan sodu CuCl$_2$ chlorek miedzi(II) $Ca_3(PO_4)_2$ortofosforan wapnia |
wodorosiarczan sodu CaHPO$_4$ Wodoroortofosforan wapnia Ca (H $ _2 $ PO _ 4 $) $ _2 $ dihydroortofosforan wapnia |
chlorowodorek miedzi(II) Ca$_5$(PO$_4$)$_3$(OH) wodorofosforan wapnia |
$NaKCO_3$ węglan potasowo-sodowy siarczan glinowo-potasowy |
Oddzielna duża klasa to sole złożone, które są związane ze złożonymi związkami.
Definicja
Związki złożone lub związki koordynacyjne- cząstki (neutralne cząsteczki lub jony), które powstają w wyniku przyłączenia do danego jonu (lub atomu), zwane środek kompleksujący, obojętne cząsteczki lub inne jony zwane ligandy.
sfera wewnętrzna związek złożony - centralny atom ze związanymi z nim ligandami, czyli w rzeczywistości złożona cząsteczka.
sfera zewnętrzna związek złożony - inne cząstki związane z cząsteczką złożoną przez wiązania jonowe lub międzycząsteczkowe, w tym wiązania wodorowe.
Rozważmy na przykład strukturę soli złożonej $K_3$ - heksacyjanożelazian (III) potasu.
Kula wewnętrzna jest utworzona przez jon żelaza (III), dlatego jest to czynnik kompleksujący o stopniu utlenienia +3. Sześć jonów $CN^-$ jest skoordynowanych wokół tego jonu. To są ligandy, liczba koordynacyjna to sześć. Całkowity ładunek sfery wewnętrznej wynosi: (+3)+ (-1)x6=(-3).
Sferę zewnętrzną tworzą kationy potasu $K^+$. Zgodnie z ładunkiem sfery wewnętrznej, równym (-3), w sferze zewnętrznej powinny znajdować się 3 jony potasu.
Sole złożone mające sferę zewnętrzną w roztworze wodnym całkowicie dysocjują na złożony kation lub anion o niskiej dysocjacji.
Związki złożone bez sfery zewnętrznej są nierozpuszczalne w wodzie (na przykład karbonylki metali).
Substancje nieorganiczne dzielą się na klasy według składu (binarny i wieloelementowy; zawierający tlen, zawierający azot itp.) Lub według cech funkcjonalnych.
Sole, kwasy, zasady i tlenki należą do najważniejszych klas związków nieorganicznych wyodrębnionych zgodnie z ich właściwościami funkcjonalnymi.
Sól to związki, które dysocjują w roztworze na kationy metali i reszty kwasowe. Przykładami soli są na przykład siarczan baru BaSO4 i chlorek cynku ZnCl2.
kwasy- substancje dysocjujące w roztworach z tworzeniem jonów wodorowych. Przykładami kwasów nieorganicznych są kwasy chlorowodorowy (HCl), siarkowy (H 2 SO 4), azotowy (HNO 3), fosforowy (H 3 PO 4). Najbardziej charakterystyczną właściwością chemiczną kwasów jest ich zdolność do reagowania z zasadami w sole. W zależności od stopnia dysocjacji w rozcieńczonych roztworach kwasy dzielą się na kwasy mocne, kwasy o średniej mocy i kwasy słabe. W zależności od zdolności redoks rozróżnia się kwasy utleniające (HNO 3) i kwasy redukujące (HI, H 2 S). Kwasy reagują z zasadami, amfoterycznymi tlenkami i wodorotlenkami tworząc sole.
Podwaliny- substancje dysocjujące w roztworach z utworzeniem tylko anionów wodorotlenowych (OH 1–). Zasady rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkaliami (KOH, NaOH). Charakterystyczną właściwością zasad jest oddziaływanie z kwasami w sól i wodę.
tlenki to związki dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen. Istnieją tlenki zasadowe, kwasowe i amfoteryczne. Tlenki podstawowe tworzą tylko metale (CaO, K 2 O), odpowiadają zasadom (Ca (OH) 2, KOH). Tlenki kwasowe tworzą niemetale (SO 3, P 2 O 5) oraz metale wykazujące wysoki stopień utlenienia (Mn 2 O 7), odpowiadają one kwasom (H 2 SO 4, H 3 PO 4, HMnO 4 ). Tlenki amfoteryczne w zależności od warunków wykazują właściwości kwasowe i zasadowe, oddziałują z kwasami i zasadami. Należą do nich Al 2 O 3 , ZnO, Cr 2 O 3 i szereg innych. Istnieją tlenki, które nie wykazują właściwości zasadowych ani kwasowych. Takie tlenki nazywane są obojętnymi (N 2 O, CO itp.)
Klasyfikacja związków organicznych
Węgiel w związkach organicznych z reguły tworzy stabilne struktury oparte na wiązaniach węgiel-węgiel. W swojej zdolności do tworzenia takich struktur węgiel nie ma sobie równych w innych pierwiastkach. Większość cząsteczek organicznych składa się z dwóch części: fragmentu, który pozostaje niezmieniony podczas reakcji, oraz grupy ulegającej przekształceniom. W związku z tym określa się przynależność substancji organicznych do jednej lub drugiej klasy i szereg związków.
Niezmieniony fragment cząsteczki związku organicznego jest zwykle uważany za szkielet cząsteczki. Może mieć charakter węglowodorowy lub heterocykliczny. Pod tym względem można konwencjonalnie wyróżnić cztery duże serie związków: aromatyczne, heterocykliczne, alicykliczne i acykliczne.
W chemii organicznej rozróżnia się również dodatkowe serie: węglowodory, związki zawierające azot, związki zawierające tlen, związki zawierające siarkę, związki zawierające halogen, związki metaloorganiczne, związki krzemoorganiczne.
W wyniku połączenia tych podstawowych szeregów powstają szeregi związków, na przykład: „Węglowodory acykliczne”, „Związki aromatyczne zawierające azot”.
Obecność pewnych grup funkcyjnych lub atomów pierwiastków określa, czy związek należy do odpowiedniej klasy. Wśród głównych klas związków organicznych wyróżnia się alkany, benzeny, związki nitro i nitrozowe, alkohole, fenole, furany, etery i wiele innych.
Nasze zadanie nie obejmuje szczegółowego opisu związków organicznych, ich nazewnictwa, struktury i właściwości chemicznych. Zachęcamy studentów do przypomnienia szkolnego toku chemii ogólnej i organicznej lub odwoływania się do licznych źródeł literackich.
Rodzaje wiązań chemicznych
Wiązanie chemiczne to interakcja, która zawiera co najmniej dwa atomy, cząsteczki lub dowolną ich kombinację. Ze swej natury wiązanie chemiczne jest elektryczną siłą przyciągania między ujemnie naładowanymi elektronami a dodatnio naładowanymi jądrami atomowymi. Wielkość tej siły przyciągania zależy głównie od konfiguracji elektronowej zewnętrznej powłoki atomów.
Zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych charakteryzuje się jego wartościowością. Elektrony biorące udział w tworzeniu wiązania chemicznego nazywane są elektronami walencyjnymi.
Istnieje kilka rodzajów wiązań chemicznych: kowalencyjne, jonowe, wodorowe, metaliczne.
W edukacji wiązanie kowalencyjne następuje częściowe nakładanie się chmur elektronowych oddziałujących atomów, powstają pary elektronów. Wiązanie kowalencyjne jest tym silniejsze, im bardziej nakładają się na siebie oddziałujące chmury elektronowe.
Rozróżnij polarne i niepolarne wiązania kowalencyjne.
Jeśli cząsteczka dwuatomowa składa się z identycznych atomów (H 2 , N 2), to chmura elektronów jest rozłożona w przestrzeni symetrycznie względem obu atomów. To wiązanie kowalencyjne nazywa się niepolarny (homeopolarny). Jeśli cząsteczka dwuatomowa składa się z różnych atomów, chmura elektronów jest przesunięta w kierunku atomu o wyższej względnej elektroujemności. To wiązanie kowalencyjne nazywa się polarny (heteropolarny). Przykładami związków z takim wiązaniem są HCl, HBr, HJ.
W rozważanych przykładach każdy z atomów ma jeden niesparowany elektron; gdy dwa takie atomy oddziałują, powstaje wspólna para elektronów - powstaje wiązanie kowalencyjne. Niewzbudzony atom azotu ma trzy niesparowane elektrony, dzięki którym azot może uczestniczyć w tworzeniu trzech wiązań kowalencyjnych (NH 3). Atom węgla może tworzyć 4 wiązania kowalencyjne.
Nakładanie się chmur elektronowych jest możliwe tylko wtedy, gdy mają one określoną wzajemną orientację, a obszar nakładania się znajduje się w określonym kierunku względem oddziałujących atomów. Innymi słowy, wiązanie kowalencyjne jest kierunkowe. Energia wiązań kowalencyjnych mieści się w zakresie 150–400 kJ/mol.
Wiązanie chemiczne między jonami, realizowane przez przyciąganie elektrostatyczne, nazywa się wiązanie jonowe . Można ją uznać za granicę polarnego wiązania kowalencyjnego. Wiązanie jonowe, w przeciwieństwie do wiązania kowalencyjnego, nie ma kierunkowości i nasycenia.
Ważnym rodzajem wiązania chemicznego jest wiązanie elektronów w metalu. Metale składają się z jonów dodatnich, które są utrzymywane w węzłach sieci krystalicznej i swobodnych elektronów. Kiedy tworzy się sieć krystaliczna, orbitale walencyjne sąsiednich atomów nakładają się na siebie, a elektrony swobodnie przemieszczają się z jednego orbity na drugi. Elektrony te nie należą już do konkretnego atomu metalu, znajdują się na gigantycznych orbitalach, które rozciągają się w całej sieci krystalicznej. Wiązanie chemiczne powstałe w wyniku wiązania dodatnich jonów sieci metalowej przez wolne elektrony nazywa się metaliczny.
Pomiędzy cząsteczkami (atomami) substancji mogą występować słabe wiązania. Jeden z najważniejszych - wiązanie wodorowe , Które może być międzycząsteczkowy oraz wewnątrzcząsteczkowy. Wiązanie wodorowe występuje między atomem wodoru cząsteczki (jest częściowo naładowany dodatnio) a silnie elektroujemnym elementem cząsteczki (fluor, tlen itp.). Energia wiązania wodorowego jest znacznie mniejsza niż energia wiązania kowalencyjnego i nie przekracza 10 kJ/mol. Jednak ta energia jest wystarczająca do tworzenia asocjacji molekuł, które utrudniają molekułom oddzielenie się od siebie. Wiązania wodorowe odgrywają ważną rolę w cząsteczkach biologicznych iw dużej mierze decydują o właściwościach wody.
Siły Van der Waalsa są również uważane za słabe więzi. Wynikają one z faktu, że dowolne dwie obojętne cząsteczki (atomy) w bardzo bliskich odległościach są słabo przyciągane z powodu oddziaływań elektromagnetycznych elektronów jednej cząsteczki z jądrami drugiej i odwrotnie.
Instrukcja wideo: Klasy związków nieorganicznych
Wykład: Klasyfikacja substancji nieorganicznych. Nomenklatura substancji nieorganicznych (trywialna i międzynarodowa)
Zacznijmy od prostego podziału substancji nieorganicznych na proste i złożone. Proste cząsteczki składają się z atomów jednego pierwiastka, a złożone cząsteczki składają się z atomów kilku pierwiastków. Te proste dzielą się na metale i niemetale. Kompleksy z kolei dzielą się na tlenki, wodorotlenki, sole.
tlenki
tlenki- Są to złożone substancje składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen o stopniu utlenienia -2.
Tlenki dzielą się na solotwórcze (zasadowe, kwasowe, amfoteryczne), niesolotwórcze i solnopodobne (podwójne).
Podstawowe tlenki posiadają podstawowe właściwości i potrafią tworzyć typowe metale o stopniu utlenienia +1, +2, (Li 2 O, MgO, CaO, CuO).
Tlenki kwasowe mają właściwości kwasowe i są w stanie tworzyć niemetale o stopniu utlenienia większym niż +2. Tworzą również metale o stopniu od +5 do +7 (SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2, SiO 2, CrO 3 i Mn 2 O 7). Wyjątek: tlenki NO 2 i ClO 2 nie mają odpowiednich wodorotlenków kwasowych. Mimo to są uważane za kwaśne.
Tlenki amforowe mają zarówno właściwości zasadowe, jak i kwasowe. Tworzą je metale amfoteryczne o stopniu utlenienia +2, +3, +4 (Cr 2 O 3, Al 2 O 3, GeO 2, SnO 2. W tej grupie tlenków o stopniu utlenienia +2 występują są tylko 4: ZnO, PbO, SnO , BeO.
Tlenki nie tworzące soli nie są ani zasadowe, ani kwaśne. Należą do nich tlenki niemetali o stopniu utlenienia +1, +2. Są tylko 4 z nich: CO, NO, N 2 O, SiO.
Tlenki soli utworzone przez dwa pierwiastki o różnych stopniach utlenienia. Na przykład magnetyczna ruda żelaza FeO Fe 2 O 3, która w interakcji z kwasami tworzy dwie sole: FeO Fe 2 O 3 + 4H 2 SO 4 → FeSO 4 + Fe 2 (SO 4) 3 + 4H 2 O
Wodorotlenki
Wodorotlenki- są to złożone substancje składające się z tlenków i wody, posiadające grupę hydroksylową (OH -).
Dzielą się na zasady, kwasy zawierające tlen i amfoteryczne wodorotlenki.
Na przykład:
Na przykład:
Sól
Sól- złożone chemikalia utworzone przez atomy metali związane z pozostałościami kwasowymi.
Na przykład:
Istnieją następujące rodzaje soli:
Średnie sole- sole zawierające atomy metali i resztę kwasową. Na przykład: azotan wapnia Ca (NO 3) 2, siarczan ołowiu PbSO 4, węglan sodu Na 2 CO 3 itp.
Sole kwasowe– sole zawierające metal, resztę kwasową i atomy wodoru. Atomy metali powstają, gdy zasada jest neutralizowana nadmiarem kwasu. Aby utworzyć nazwę dowolnej soli kwasowej, konieczne jest dodanie przedrostka hydro - lub dihydro - do nazwy soli. Przedrostek zależy od liczby atomów wodoru, które tworzą sól kwasową. Przykład: KHCO 3 - wodorowęglan potasu, KH 2 PO 4 - dihydroortofosforan potasu. Należy również pamiętać, że sole kwasowe są zdolne do tworzenia dwóch lub więcej kwasów zasadowych. Mogą to być zarówno kwasy zawierające tlen, jak i kwasy beztlenowe.
Sole podstawowe– sole zawierające atomy metali, reszty kwasowe i grupy hydroksylowe (OH-). Aby określić nazwę soli zasadowej, konieczne jest dodanie przedrostka hydrokso- lub dihydrokso do nazwy zwykłej soli. Prefiks będzie zależał od ilości grup OH - tworzących sól. Na przykład (CuOH) 2 CO 3 oznacza wodorowęglan miedzi (II). Powinieneś także wiedzieć, że sole zasadowe tworzą zasady zawierające dwie lub więcej grup hydroksylowych.
sole podwójne- sole zawierające kationy dwóch metali i resztę kwasową. Na przykład siarczan glinu - potas KAl (SO 4) 2 12H 2 O
sole mieszane- sole zawierające aniony dwóch metali i resztę kwasową. Na przykład dihydroksywęglan miedzi (II) Cu 2 (OH) 2 CO 3.
Sole hydratów– sole zawierające cząsteczki wody krystalizacyjnej. Na przykład dekahydrat siarczanu sodu Na 2 SO 4 10H 2 O
Konstrukcję wzorów i nazw określa trywialna chemiczna i międzynarodowa nomenklatura. Nazwy trywialne są historycznie ugruntowanymi nazwami tradycyjnymi.
Formuła | Trywialne nazwy | tytuły międzynarodowe |
Sól | Chlorek sodu |
|
Wodorotlenek sodu | Wodorotlenek sodu |
|
Soda, soda kalcynowana | Węglan sodu |
|
napoje gazowane | wodorowęglan sodu |
|
Szkło płynne | krzemian sodu |
|
Wapno palone | tlenek wapnia |
|
Wapno gaszone | wodorotlenek wapnia |
|
Wapień, kreda, marmur | Węglan wapnia |
|
fluorek wapnia |
||
grafit, diament | ||
Tlenek węgla | tlenek węgla |
|
Dwutlenek węgla | Dwutlenek węgla |
|
potaż żrący | Wodorotlenek potasu |
|
Weglan potasu |
||
Azotan potasu | azotan potasu |
|
Sól Bertoletowa | chloran potasu |
|
sól z żółtej krwi | Heksacyjanożelazian(II) potasu |
|
sól z czerwonej krwi | Heksacyjanożelazian(III) potasu |
|
Spalony Magnezja Tlenek Magnezu | tlenek magnezu |
|
Magnezyt Węglan magnezu | węglan magnezu |
|
Tlenek żelaza(III) |
||
piryt żelazny, piryt | Dwusiarczek żelaza |
|
Fe 4 3 | błękit pruski | Heksacyjanożelazian(II) żelaza(III) |
kałamarz | Siedmiowodny siarczan żelaza(II) |
|
miedziany połysk | Siarczek miedzi(I) |
|
Cu 2 (OH) 2 CO 3 | Węglan hydroksomedi(II) |
|
niebieski witriol | Pentahydrat siarczanu miedzi(II) |
| | |
Podczas klasyfikacji konieczne jest ścisłe przestrzeganie znaków, na których jest ona przeprowadzana. Najprostszym znakiem jest kompozycja - atomowa lub elementarna. W zależności od składu atomowego można rozróżnić jedno-, dwu-itp. atomowy (odpowiednio He; N 2 i CO; O 3 i NO 2 itd.). Ten sam skład pierwiastkowy: jednoelementowy (He, N 2); dwuelementowy (CO, CO 2) itp. Ponadto - według nazwy (typu) jednego z pierwiastków lub rodników, które składają się na szereg związków: tlenki, siarczki, wodorotlenki, siarczany itp.
Zgodnie z ich cechami funkcjonalnymi związki nieorganiczne dzielą się na klasy w zależności od charakterystycznych funkcji, jakie pełnią w reakcjach chemicznych. Na przykład szeroko stosowana jest klasyfikacja kwasowo-zasadowa związana z teorią kwasów i zasad Arrheniusa. W tej teorii kwas jest substancją, która po zdysocjowaniu w wodzie tworzy jony H + i aniony, zasada jest substancją, która tworzy jony i kationy OH, a gdy kwas i zasada oddziałują ze sobą, powstaje sól i woda. Tak więc, zgodnie z tą teorią, rozróżnia się trzy grupy substancji.
Zgodnie z tą samą teorią wszelkie złożone substancje mogą mieć właściwości kwasowe, zasadowe lub amfoteryczne.
Właściwości kwasowe wykazuje substancję, jeśli po rozpuszczeniu w wodzie tworzy kwas, a w reakcjach z innymi substancjami oddaje H+, tworzy anion i dodaje kation.
Podstawowe właściwości są przeciwieństwem kwasów.
Amfoteryczność - manifestacja przeciwnych właściwości przez tę samą substancję (w tym przypadku zarówno kwasową, jak i zasadową).
Jako przykłady podajemy na tej podstawie klasyfikację tlenków, wodorotlenków i fluorków.
Substancje złożone
(nieorganiczny)
tlenkiSole kwasów zasadowych
Tlenki - Są to złożone substancje, w skład których wchodzą atomy tlenu i jakiś inny pierwiastek ( mi X O Y). Stan utlenienia tlenu w tlenkach to - 2. Na przykład Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (W); CgO - tlenek chromu (II) lub tlenek chromu (+2).
Zgodnie z właściwościami chemicznymi rozróżnia się tlenki:
TLENKI
zasadowe kwasy amfoteryczne
są tworzone przez metale Al 2 O 3, BeO, ZnO, PbO, niemetale-
(MgO; CrO; CuO i inne) Cr 2 O 3, SnO, SnO 2, GeO, mi oraz metale w
na stepie tlenek. +1, +2GeO 2, Sb 2 O 3, MnO 2 i inne wyższe. krok. utlenianie.
(CO 2 ; P 2 O 5 ; Mn 2 O 7 .)
Główny tlenki to te, które podczas interakcji z kwasami tworzą kation w składzie soli i wody. Związki tych tlenków z wodą są klasyfikowane jako zasady (na przykład tlenek Na 2 O odpowiada zasadowemu NaOH).
Kwaśny tlenki to te, które wchodząc w interakcje z zasadami, tworzą anion w składzie soli i wody. Związki tych tlenków z wodą są klasyfikowane jako kwasy (na przykład tlenek P 2 O 5 odpowiada kwasowi H 3 PO 4, a tlenek Cl 2 O 7 odpowiada kwasowi HClO 4).
W celu amfoteryczny tlenki obejmują te, które reagują z roztworami kwasów i zasad, tworząc sól i wodę. Związki tych tlenków z wodą - wodorotlenki - mogą mieć zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe (np. amfoteryczny tlenek ZnO odpowiada zasadzie Zn(OH) 2 a kwasowi H 2 ZnO 2 - zmieniając kolejność zapisywania atomów w formuła często podkreśla funkcję związku).
Gdy tlenki kwasowe i zasadowe oddziałują ze sobą, powstaje sól, której kation należy do tlenku zasadowego, a anion należy do tlenku kwasowego.
Zatem charakterystyczną cechą tlenków jest ich zdolność do tworzenia soli. Dlatego takie tlenki tworzą sól. Wraz z tworzeniem soli istnieją tlenki nietworzące soli lub obojętne, które nie tworzą kwasów isole. Przykładem jest CO, N 2 O NIE, .SiO.
Jeśli pierwiastek tworzy tlenki w wiele stanów utlenienia, to tlenki amfoteryczne oddzielają tlenki zasadowe i kwasowe tak, że tlenki odpowiadające gorszy stany utlenienia są podstawowy, a wyższy- kwaśny.
Na przykład mangan tworzy tlenki:
2 +3 +4 +6 +7
MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7
tlenki zasadowe tlenki kwaśne amfoteryczne
Dla chromu charakterystyczne są stany utlenienia: +2, +3 i +6.
tlenki CrO Cr 2 O 3 CrO 3
zasadowy kwas amfoterowy
Właściwości chemiczne tlenków
kwas zasadowy
1. Oddziaływanie tlenków zasadowych 1. Oddziaływanie tlenków kwasowych
z kwasami do soli i wody: z rozpuszczalnymi zasadami (zasadami)
CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O. z tworzeniem soli i wody:
CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O.
2. Tlenki metali aktywnych oddziałują 2 Tlenki kwasowe oddziałują
działać z wodą, aby utworzyć wodę z wytworzeniem kwasu:
zasady: Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH. P 2 O 5 + 3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4.
3. Tlenki zasadowe i kwaśne oddziałują ze sobą
z tworzeniem soli: CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.
amfoteryczny
Tlenki amfoteryczne reagują zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc sól i wodę:
ZnO+ 2HCl=ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O
lub ZnO + 2NaOH + H2O \u003d Na 2.
W odniesieniu do rozpuszczania w wodzie tlenki (i wiele innych substancji) dzielą się na rozpuszczalne i nierozpuszczalne. Rozpuszczalne tlenki i inne substancje, które tworzą kwasy, nazywane są bezwodniki odpowiednie kwasy ( WIĘC 3 - bezwodnik siarkowy H 2 SO 4 ; Cl 2 O 7 - bezwodnik HclO 4).
Przykład 7 Które z poniższych pierwiastków tworzą kwaśne tlenki:
Na,Zn,Ba,Ti,B? Napisz wzory na te tlenki.
Decyzja. Spośród wymienionych pierwiastków Na, Ba są typowymi metalami, dlatego tworzą podstawowe tlenki - Na 2 O, BaO;
Zn tworzy amfoteryczny tlenek o wzorze ZnO;
Bor jest niemetalem, dlatego jego tlenek B 2 O 3 jest kwaśny.
Tytan należy do metali przejściowych i może wykazywać stany utlenienia +2 i +4, dlatego w najwyższym stopniu utlenienia +4 tytan tworzy tlenek kwasowy TiO 2 .
Przykład 8 Dla wskazanych tlenków wskaż ich charakter i napisz wzory odpowiednich wodorotlenków: CaO, V 2 O 5, PbO, Li 2 O.
Decyzja. CaO-tlenek wapnia jest tworzony przez metal, dlatego ma charakter zasadowy, dlatego odpowiada mu wodorotlenek-Ca (OH) 2;
V 2 O 5 -tlenek wanadu (V) jest tworzony przez metal przejściowy na najwyższym stopniu utlenienia, dlatego jest tlenkiem kwasowym (bezwodnikiem). Odpowiedni kwas wodorotlenkowo-wanadowy-HVO3;
Tlenek PbO-ołowiu jest tlenkiem amfoterycznym, dlatego odpowiada mu jako kwas H 2 PbO 2; i zasada-Pb(OH)2.
Li 2 O - tlenek litu - jest głównym tlenkiem, ponieważ tworzy go metal i odpowiada mu zasada LiOH.
Przykład 9 Podaj trzy przykłady reakcji między tlenkiem pierwiastka z okresu 2 a tlenkiem pierwiastka z okresu czwartego.
Decyzja. Aby oddziaływanie między dwoma tlenkami mogło zachodzić, jeden z tlenków musi być zasadowy (lub amfoteryczny), a drugi kwasowy (lub amfoteryczny). W drugim okresie Li 2 O jest tlenkiem zasadowym, BeO jest amfoteryczny, CO 2 i N 2 O 5 są kwaśne. W czwartym okresie K 2 O, CaO, FeO są zasadowe, Cr 2 O 3 są amfoteryczne, As 2 O 5, CrO 3, SeO 3 są tlenkami kwasowymi. Równania:
CO 2 + K 2 O \u003d K 2 CO 3; BeO + CaO \u003d CaBeO 2; 3N 2 O 5 + Cr 2 O 3 \u003d 2Cr (NO 3) 3.
Wodorotlenki- substancje złożone, które zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych - E(OH)n, EOm(OH)n, itp. Ta forma zapisu jest stosowana, jeśli chcesz podkreślić podstawowe właściwości wodorotlenku (NaOH, AlO ( OH), SO2(OH)2). Jeśli chcesz podkreślić właściwości kwasowe, wzór jest zapisany w innej kolejności - H n EO m (HAlO 2, H 2 SO 4). Bazy amfoteryczne nazywane są amfolity.
| " |
„Klasyfikacja i nazewnictwo związków nieorganicznych”
Najważniejszymi klasami związków nieorganicznych są tlenki, kwasy, zasady i sole.
Tlenki to złożone substancje składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen w stanie utlenienia (-2).
Pisząc wzór tlenku, na pierwszym miejscu stawia się symbol pierwiastka, który tworzy tlenek, a na drugim miejscu tlen. Ogólny wzór tlenków: Eh Oy.
Szczególną grupę tlenowych związków pierwiastków stanowią nadtlenki. Zwykle uważane są za sole nadtlenku wodoru H2O2, który wykazuje słabe właściwości kwasowe. W nadtlenkach atomy tlenu są chemicznie związane nie tylko z atomami innych pierwiastków, ale także ze sobą (tworzą grupę nadtlenkową - O - O -). Na przykład nadtlenek sodu Na2 O2 (Na–O–O–Na) i tlenek sodu Na2 O (Na–O–Na). W nadtlenkach stopień utlenienia tlenu wynosi (–1). Tak więc w nadtlenku baru BaO2 stopień utlenienia baru wynosi +2, a tlenu -1.
Nazwy tlenków
Nazwy tlenków zgodnie z zasadami nomenklatury powstają od słowa „tlenek” i nazwy pierwiastka tlenotwórczego w przypadku dopełniacza, np. CaO – tlenek wapnia, K2 O – tlenek potasu.
W przypadku, gdy pierwiastek ma zmienny stopień utlenienia i tworzy kilka tlenków, po nazwie tego pierwiastka należy podać jego stopień utlenienia cyfrą rzymską w nawiasie lub skorzystać z pomocy cyfr greckich (1-mono, 2-di, 3-trzy, 4-tetra, 5-penta, 6-heksa, 7-hept, 8-okta). Na przykład,
VO oznacza tlenek wanadu (II) lub tlenek wanadu;
V2 O3 – tlenek wanadu(III) lub trójtlenek diwanadu; VO2 to tlenek wanadu (IV) lub dwutlenek wanadu; V2 O5 to tlenek wanadu (V) lub pięciotlenek diwanadu.
Klasyfikacja tlenków
Ze względu na reaktywność tlenki można podzielić na tworzące sól i nie tworzące soli (obojętne). Z kolei tlenki tworzące sól dzielą się na zasadowe, kwasowe i amfoteryczne.
Tlenki tworzące sól |
Niesolący |
|||
Główny |
Kwaśny |
Amfoteryczny |
Tworzy niemetale za pomocą |
|
mały stopień |
||||
formować metale |
formować metale i |
Tworzy metale za pomocą |
||
utlenianie |
||||
ze stanem utlenienia |
niemetale z |
mediator |
||
stopień utlenienia |
stopień utlenienia |
|||
Na przykład NO, CO, N2 O, |
||||
Na przykład, |
||||
Li2O, CaO |
Na przykład, |
Na przykład, |
||
Ta grupa tlenków |
||||
Mn2O7 , CrO3 |
ZnO, Al2 O3 , SnO, BeO, |
|||
nie pokazuje żadnych |
||||
As2O3 , Fe2O3 |
||||
zasadowy, nie kwaśny |
||||
właściwości i nie tworzą |
||||
podstawowe tlenki. Otrzymywanie podstawowych tlenków i ich właściwości chemiczne
Tlenki podstawowe to te, które mają zasady. Na przykład Na2 O, CaO są podstawowymi tlenkami, ponieważ odpowiadają zasadom NaOH, Ca (OH) 2.
Otrzymywanie podstawowych tlenków
1. Oddziaływanie metalu z tlenem. Na przykład: 4 Li + O 2 → 2 Li2O.
2. Rozkład podczas ogrzewania związków tlenowych: węglany, azotany, zasady. Na przykład:
MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;
2Cu(NO3 )2 ¾¾® 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;
Ca(OH)2¾¾® CaO + H2O.
Właściwości chemiczne podstawowych tlenków
1. Interakcja z wodą. W stosunku do wody tlenki zasadowe dzielą się na rozpuszczalne i nierozpuszczalne. Rozpuszczalne są tlenki metali alkalicznych (Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O) oraz metali ziem alkalicznych (CaO, SrO, BaO). Rozpuszczone w wodzie tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych tworzą rozpuszczalne w wodzie zasady, zwane zasadami. Tlenki innych metali są nierozpuszczalne w wodzie. Na przykład:
Na2O + H2O → 2NaOH;
CaO + H2O → Ca(OH)2.
2. Tlenki zasadowe reagują z kwasami tworząc sól i wodę. Na przykład: CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2 O
3. Tlenki zasadowe oddziałują z tlenkami kwasowymi, tworząc w ten sposób sól. Na przykład:
CaO + SO3 → CaSO4
Tlenki kwasowe. Otrzymywanie tlenków kwasowych i ich właściwości chemiczne
Tlenki kwasowe to tlenki odpowiadające kwasom. Na przykład CO2 , P2 O5 , SO3 są tlenkami kwasowymi, ponieważ odpowiadają kwasom H2 CO3 , H3 PO4 , H2 SO4 .
Otrzymywanie tlenków kwasowych
1. Spalanie niemetalu. Na przykład: S+O 2 → SO2 ;
2. Spalanie substancji złożonych. Na przykład: CH 4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O;
3. Rozkład podczas ogrzewania związków tlenowych: węglany, azotany, wodorotlenki. Na przykład:
CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;
2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .
Właściwości chemiczne tlenków kwasowych
1. Interakcja z wodą. Większość tlenków kwasowych reaguje bezpośrednio z wodą, tworząc kwas. Jedynymi wyjątkami są tlenki krzemu (SiO2), telluru (TeO2, TeO3), molibdenu i wolframu (MoO3, WO3). Na przykład:
CO2 + H2O ↔ H2 CO3
2. Tlenki kwasowe reagują z zasadami, tworząc sól i wodę. Na przykład: SO3 + 2 NaOH → Na2 SO4 + H2 O
3. Tlenki kwasowe oddziałują z tlenkami zasadowymi, tworząc sól. Na przykład: 3CaO + P2 O5 → Ca3 (PO4 )2
4. Lotne tlenki kwasowe są zdolne do wypierania bardziej lotnych tlenków z ich soli. Na przykład nielotny kwaśny tlenek krzemu (IV) wypiera lotny kwaśny tlenek CO2 z jego soli СaCO3 + SiO2 → CaSiO3 + CO2 - .
Tlenki amfoteryczne
Tlenki amfoteryczne to te tlenki, które w zależności od warunków wykazują właściwości zasadowe lub kwasowe, czyli mają dwojakie właściwości.
1. Tlenki amfoteryczne nie wchodzą w interakcję z wodą.
2. Tlenki amfoteryczne oddziałują z kwasami. Na przykład:
Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O
3. Tlenki amfoteryczne oddziałują z zasadami. Na przykład:
Al2 O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2 O Al2 O3 + 2NaOH + 3H2 O ® 2Na
4. Tlenki amfoteryczne oddziałują z tlenkami zasadowymi i kwasowymi.
Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3
Al2 O3 + Na2 O ¾¾® 2 NaAlO2
Wodorotlenki to złożone, wielopierwiastkowe związki chemiczne, w skład których wchodzą atomy dowolnego pierwiastka, tlenu i wodoru. Charakter chemiczny wodorotlenków zależy od właściwości ich odpowiednich tlenków. Dlatego wodorotlenki dzielą się na trzy duże grupy:
1. Hydraty tlenków kwasowych, zwanych kwasami, np. H 2 SO4 .
2. Hydraty tlenków zasadowych, zwanych zasadami, np. Ba(OH) 2 .
3. Hydraty tlenków amfoterycznych, zwanych wodorotlenkami amfoterycznymi, np. Be(OH) 2 .
Zasady Zasady to elektrolity, które dysocjują w roztworze wodnym, tworząc
kation metalu (lub jon amonowy NH4 + ) i grupa hydrokso OH–. Nazwy podstawowe
Ogólny wzór zasad: Me (OH) n. Według nomenklatury międzynarodowej nazwy zasad składają się ze słowa wodorotlenek i nazwy metalu. Na przykład NaOH to wodorotlenek sodu, Ca(OH)2 to wodorotlenek wapnia. Jeśli pierwiastek tworzy kilka zasad, to nazwa wskazuje stopień jego utlenienia za pomocą cyfry rzymskiej w nawiasie: Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II), Fe (OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).
Oprócz tych nazw, dla niektórych najważniejszych powodów używane są inne, w większości tradycyjne rosyjskie nazwy. Na przykład wodorotlenek sodu NaOH nazywa się sodą kaustyczną, wodorotlenek wapnia Ca (OH) 2 nazywa się wapnem gaszonym, KOH nazywa się potasem kaustycznym.
Liczba grup OH– zawartych w cząsteczce zasady decyduje o jej kwasowości. Na tej podstawie zasady dzieli się na jednokwasowe (KOH), dwukwasowe (Cu (OH) 2), trzykwasowe
(Cr(OH)3).
Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkaliami. Są to wodorotlenki alkaliczne i alkaliczne
metale ziem: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.
Metody otrzymywania zasad i zasad
1. Zasady rozpuszczalne w wodzie (zasady) otrzymuje się w reakcji metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą.
2Na + 2Н2O → 2NaOH + H2 -
2. Zasady rozpuszczalne w wodzie (zasady) otrzymuje się w reakcji tlenków metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych z wodą.
Na2O + H2O → 2NaOH
3. Zasady można otrzymać przez elektrolizę wodnych roztworów odpowiednich soli (na przykład wodorotlenek sodu można otrzymać przez elektrolizę roztworu soli NaCl).
2 NaCl + 2 H2 O → 2 NaOH + H2 - + Cl2 - Katoda: 2 H2 O + 2e– → H2 + 2 OH– Anoda: 2 Cl– – 2e – → Cl2
4. Słabo rozpuszczalne lub nierozpuszczalne w wodzie zasady otrzymuje się przez reakcję roztworów odpowiednich soli z roztworami alkalicznymi. Na przykład:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2 SO4
Właściwości chemiczne zasad
Bazy są w większości przypadków ciałami stałymi. W odniesieniu do wody modne jest dzielenie ich na dwie grupy: rozpuszczalne w wodzie - zasady i nierozpuszczalne w wodzie. Roztwory alkaliczne są mydlane w dotyku. Zmień kolor wskaźników: lakmus na niebieski, fenoloftaleina na szkarłatny, oranż metylowy na żółty.
1. Właściwości elektrolityczne zasad. Jedną z najbardziej charakterystycznych właściwości zasad jest zdolność elektrolityczna do dysocjacji w stanie ciekłym. Podczas dysocjacji zasady powstaje grupa hydroksylowa OH–, a główną pozostałością jest kation.
Dysocjacja zasad zawierających jedną grupę hydrokso OH– przebiega w jednym etapie:
KOH ↔ K+ + OH–.
Zasady zawierające kilka grup hydroksylowych w cząsteczce dysocjują stopniowo, ze stopniową eliminacją jonów OH–.
Kation powstały po usunięciu jednego lub więcej jonów wodorotlenowych z cząsteczki wodorotlenku nazywa się główną resztą. Liczba reszt zasadowych odpowiadających danemu wodorotlenkowi jest równa liczbie grup OH– hydroksy w składzie cząsteczki wodorotlenku.
Nazwa głównej pozostałości powstaje z rosyjskiej nazwy metalu w składzie pozostałości z dodatkiem słowa „jon”. Jeśli reszty zawierają jedną lub dwie grupy hydrokso, do nazwy metalu dodaje się przedrostek „hydrokso” lub „dihydrokso”.
(mydlanie w dotyku, przebarwienia wskaźników, oddziaływanie z kwasami, tlenkami kwasowymi, solami) spowodowane są obecnością w ich składzie jonów wodorotlenowych.
2. interakcja z kwasami. Jest to reakcja neutralizacji prowadząca do powstania soli.
i woda:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.
3. Zasady oddziałują z kwaśnymi tlenkami:
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.
4. Zasady oddziałują z roztworami soli. To oddziaływanie zachodzi, gdy po reakcji tworzą się słabo rozpuszczalne lub słabe zasady. Na przykład:
2 KOH + CuSO4 → Cu(OH)2 ¯ + K2SO4.
5. Po podgrzaniu nierozpuszczalne zasady rozkładają się na tlenek i wodę. Na przykład:
2Fe(OH)3¾¾® Fe2O3 + 3 H2O.
Wodorotlenki amfoteryczne
Przez amfoteryczność wodorotlenków rozumie się zdolność słabo rozpuszczalnych wodorotlenków metali do wykazywania właściwości kwasowych lub zasadowych, w zależności od charakteru oddziaływania kwasowo-zasadowego. Następujące wodorotlenki są amfoteryczne: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Ge(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)2 itd.
Wzór amfoterycznego wodorotlenku jest zwykle zapisywany według wzoru podstawowego Me (OH) n, ale można go również przedstawić jako kwas Hn MeOm. Na przykład Zn(OH)2 oznacza wodorotlenek cynku lub H2 ZnO2 oznacza kwas cynkowy; Al (OH) 3 - wodorotlenek glinu lub HAlO2 - kwas metaglinowy (H3 AlO3 - kwas ortoglinowy).
Właściwości chemiczne wodorotlenków amfoterycznych
Ze względu na swoją dwoistość wodorotlenki amfoteryczne mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami.
1. Podczas interakcji z mocnymi kwasami powstaje sól i woda; natomiast amfoteryczny wodorotlenek wykazuje podstawowe właściwości.
2. Podczas interakcji z mocnymi zasadami (zasadami) powstaje sól i woda; w tym przypadku amfoteryczny wodorotlenek wykazuje właściwości kwasowe i w równaniu należy zastosować jego formę kwasową.
H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2 O
cynkan sodu
HAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2 O (topienie)
metaglinian sodu 3. Z wodnymi roztworami alkaliów wodorotlenki amfoteryczne tworzą kompleks
znajomości:
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2
Wodorotlenki amfoteryczne są związkami nierozpuszczalnymi. Otrzymywanie amfoterycznych wodorotlenków jest możliwe tylko pośrednio - poprzez oddziaływanie zasad z solami odpowiednich metali.
Kwasy Kwasy to elektrolity, które dysocjują w roztworze wodnym, tworząc kation.
wodór H+ i anion reszty kwasowej.
Nazwy kwasów
Ogólnie wzór kwasu jest zapisywany jako Hm E lub Hm EON, gdzie E jest pierwiastkiem kwasotwórczym.
Ze względu na skład chemiczny, a mianowicie brak lub obecność atomów tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na zawierające tlen (H2 SO4, HNO3) i beztlenowe (H2 S, HF, HCl).
Kwasy mają tradycyjne i systematyczne nazwy opracowane zgodnie z zasadami nomenklatury IUPAC dla związków złożonych.
Tradycyjna nazwa kwasu składa się z dwóch słów. Pierwsze słowo to przymiotnik z korzeniem od rosyjskiej nazwy pierwiastka kwasotwórczego, drugie to słowo „kwas”, na przykład kwas siarkowy, kwas azotowy. W nazwach kwasów zawierających tlen stosuje się następujące przyrostki wskazujące stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego:
- n, - ov, - ev - (najwyższy lub dowolny pojedynczy stopień utlenienia), jako HClO4 - nadchlorowy, H2SO4 - siarkowy, HMnO4 - kwas nadmanganowy; H2 SiO3 to kwas metakrzemowy.
– novat - (pośredni stopień utlenienia +5), jako HClO 3 - chlorowy, HIO3 - jodowy, H2 MnO4 - kwas nadmanganowy.
– ovist, – ist – (pośredni stopień utlenienia +3, +4), jako H 3 AsO3 - ortoarszenik
kwas; HClO2 - chlorek; HNO2 - azotowy.
- nowatysta - (najniższy stopień dodatni +1), podobnie jak HClO - podchlorawy.
Jeśli pierwiastek na tym samym stopniu utlenienia tworzy kilka kwasów zawierających tlen, do nazwy kwasu o mniejszej zawartości atomów tlenu dodaje się przedrostek „meta”, o największej liczbie - przedrostek „orto”: HPO3 - kwas metafosforowy, H3 PO4 - kwas ortofosforowy (stopień utlenienia fosforu wynosi +5).
Nazwy kwasów beztlenowych |
pochodzi od nazwy niemetalowej końcówki na „o” i |
|||||
dodanie słowa wodór: |
||||||
HF - kwas fluorowodorowy lub fluorowodorowy |
||||||
HCl - kwas solny lub solny |
||||||
Nazwy kwasów i reszt kwasowych |
||||||
Nazwa kwasu |
kwasowa pozostałość |
Nazwać |
||||
azotowy |
HNO2 |
NO2- |
Jon azotynowy |
|||
HNO3 |
NR 3- |
Jon azotanowy |
||||
ortorodny |
H3BO3 |
BO3 3– |
Jon ortoboranowy |
|||
Metakrzem |
H2 SiO3 |
SiO3 2– |
Jon metakrzemianowy |
|||
mangan |
HMnO4 |
MnO4 - |
jon nadmanganianowy |
|||
ortoarszenik |
H3 AsO4 |
AsO4 3– |
Jon ortoarsenianowy |
|||
ortoarsenowy |
H3 AsO3 |
AsO3 3– |
Jon ortoarsenitu |
|||
H2SO4 |
SO4 2– |
jon siarczanowy |
||||
siarkawy |
H2SO3 |
SO3 2– |
jon siarczynowy |
|||
Siarkowodór |
S 2– |
jon siarczkowy |
||||
tiosiarkowy |
H2 S2 O3 |
S2 O3 2– |
jon tiosiarczanowy |
|||
Węgiel |
H2CO3 |
CO3 2– |
jon węglanowy |
|||
Metafosfor |
HPO3 |
PO3 - |
Jon metafosforanowy |
|||
ortofosforowy |
H3 RO4 |
RO4 3– |
jon ortofosforanowy |
|||
difosforowy |
H4 P2 O7 |
P2 O7 4– |
Difosforan |
|||
(pirofosforowy) |
(pirofosforan) |
|||||
Fosfor |
H3PO3 |
PO3 3– |
Jon fosforynowy |
HClO4 |
ClO4 - |
jon nadchloranowy |
|
Chlorek |
HClO2 |
ClO2 - |
jon chlorynowy |
Chrom |
H2CrO4 |
CrO4 2– |
jon chromianowy |
Chlorek wodoru |
Cl– |
jon chlorkowy |
|
Bromowodorowy |
Br– |
jon bromkowy |
|
jodowodoru |
J- |
jon jodkowy |
|
Octowy |
CH3 COOH |
CH3 COO– |
Jon octanowy |
Cyjanowodór |
CN– |
jon cyjankowy |
Metody otrzymywania kwasów
1. Oddziaływanie tlenku kwasowego z wodą. Na przykład: SO2 + H2O → H2 SO3
Wyjątkiem są SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , które nie oddziałują z wodą. 2. Jeśli tlenek kwasowy jest nierozpuszczalny w wodzie, otrzymuje się odpowiednie kwasy
pośrednio, mianowicie przez działanie innego kwasu na odpowiednią sól. Na przykład:
Na2 SiO3 + H2 SO4 → Na2 SO4 + H2 SiO3 ↓
3. Kwasy beztlenowe otrzymuje się w wyniku oddziaływania niemetali z wodorem, a następnie rozpuszczenia produktów w wodzie. Na przykład:
H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)
Właściwości chemiczne kwasów
Kwasy to ciecze (H2 SO4 , HNO3 ) lub ciała stałe (H3 PO4 ). Wiele kwasów jest dobrze rozpuszczalnych w wodzie. Wodne roztwory kwasów mają kwaśny smak i zmieniają kolor wskaźników: lakmus otrzymuje kolor czerwony, pomarańcz metylowy - różowy.
1. Właściwości elektrolityczne kwasów. Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej kwasy to substancje, które dysocjują w roztworach wodnych z utworzeniem jonów wodorowych H +, które określają wszystkie ogólne właściwości kwasów (kwaśny smak roztworów, zabarwienie czerwienią lakmusową, oddziaływanie z metalami itp.) .
Liczba jonów wodorowych kwasu, które można zastąpić kationami metali, określa zasadowość tego kwasu i liczbę etapów dysocjacji. Tak więc HCl, H2 SO4, H3 PO4 to przykłady kwasów jedno-, dwu- i trójzasadowych.
Dysocjacja jednozasadowego kwasu solnego HCl zachodzi w jednym etapie: HCl ↔ H+ + Cl–
Odpowiada jednej reszcie kwasowej - jonowi chlorkowemu Cl–.
Kwas węglowy, będąc kwasem dwuzasadowym, dysocjuje dwuetapowo z utworzeniem reszt kwasowych:
H2 CO3 |
↔ H+ |
HCO3 - |
jon wodorowęglanowy |
HCO3 - |
↔ H+ |
CO3 2– |
jon węglanowy |
Kwas ortofosforowy H3 PO4 dysocjuje w trzech etapach, tworząc trzy kwasowe
resztki: |
|
H3 PO4 ↔ H+ + H2 PO4 - |
jon dihydroortofosforanowy |
H2 RO4 – ↔ H+ + HPO4 2– |
jon wodoroortofosforanowy |
HPO4 2– ↔ H+ + RO4 3– |
jon ortofosforanowy |
Jeśli reszta kwasowa zawiera jeden jon wodorowy, do jej nazwy dodaje się przedrostek „hydro”, jeśli dwa jony wodorowe - „dihydro”.
2. Oddziaływanie z zasadami, w wyniku czego powstaje sól i woda. HCl + NaOH → NaCl + H2O
3. Oddziaływanie z podstawowymi tlenkami.
2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O
4. interakcja z solami. Kwasy reagują z solami, jeśli w wyniku ich
powstaje słabszy kwas, słabo rozpuszczalny lub lotny związek.
H2 SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl
4. Oddziaływanie kwasów z metalami (z tworzeniem soli i uwalnianiem wodoru).
2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −
Metale o standardowym potencjale elektrody większym niż wodór nie wchodzą w interakcję z kwasami. Gdy metale oddziałują ze stężonym kwasem siarkowym, stężonym i rozcieńczonym kwasem azotowym, wodór nie jest uwalniany.
Sole Sole to elektrolity, które dysocjują w roztworze wodnym, tworząc kationy.
reszty zasadowe i aniony reszt kwasowych. Wzory i nazwy soli
Skład soli jest opisany wzorem, w którym wzór kationu jest umieszczony jako pierwszy, a wzór anionu jest umieszczony jako drugi. Nazwy soli składają się z nazwy reszty kwasowej (w przypadku mianownika) oraz nazwy reszty głównej (w przypadku dopełniacza), które składają się na sól. Jeśli to konieczne, stopień utlenienia metalu tworzącego kation podaje się cyframi rzymskimi w nawiasach. Na przykład K2 S to siarczek potasu, FeSO4 to siarczan żelaza (II), Fe2 (SO4) 3 to siarczan żelaza (III).
Anion kwasu beztlenowego ma końcówkę „id”. Na przykład FeCl3 to chlorek żelaza (III). Nazwy soli kwasowych powstają w taki sam sposób jak przeciętne, ale jednocześnie do nazwy anionu dodaje się przedrostek „hydro”, wskazujący na obecność atomów wodoru, których liczbę wskazuje Cyfry greckie: di, trzy itd. Na przykład: Fe (HSO4) 3 - wodorosiarczan
żelazo (III), NaH2 PO4 - diwodorofosforan sodu.
Nazwy zasadowych soli powstają w taki sam sposób jak środkowe, ale jednocześnie do nazwy kationu dodaje się przedrostek „hydrokso”, wskazujący na obecność grup hydrokso, których liczba jest wskazana cyframi greckimi: di, trzy itd. Na przykład: (CuOH) 2 CO3 - węglan hydroksymiedzi (II), Fe (OH) 2 Cl - chlorek dihydroksyżelaza (III).
Sole dzielą się na średnie, kwaśne i zasadowe.
Średnie (normalne) sole nie zawierają atomów wodoru ani grup hydrokso w cząsteczce. Dysocjują prawie całkowicie (nie stopniowo), tworząc kationy metali i aniony reszty kwasowej:
K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–
Sole średnie można otrzymać przez całkowite zastąpienie atomów wodoru w cząsteczkach kwasu atomami metali lub całkowite zastąpienie grup hydroksylowych w zasadach resztami kwasowymi. Na przykład:
Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2 H2O
Sole kwasowe to sole, których reszta kwasowa zawiera wodór, na przykład KHS, Fe(HSO4)3. Takie sole dysocjują etapami. Najpierw (zgodnie z etapem I) sól ulega całkowitej dysocjacji na kationy metali i aniony reszty kwasowej:
KHS ↔ K+ + HS– (całkowita dysocjacja)
Następnie reszta kwasowa dysocjuje w mniejszym stopniu (częściowo), odszczepiając stopniowo kationy wodorowe:
HS– ↔ H+ + S2– (częściowa dysocjacja)
Zgodnie ze swoimi właściwościami sole kwasów są związkami pośrednimi między solami średnimi a kwasami. Podobnie jak kwasy, są one zwykle dobrze rozpuszczalne w wodzie i zdolne do reakcji neutralizacji.
Sole kwasowe tworzą tylko kwasy wielozasadowe w przypadku niepełnego zastąpienia atomów wodoru w kwasie atomami metali (nadmiar kwasu). Na przykład:
NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2O
wodorosiarczan sodu
Kwasy jednozasadowe (HCl, HNO3) nie tworzą soli kwasowych.
Sole zasadowe to sole, których kationy zawierają jedną lub więcej grup hydroksylowych,
na przykład (CuOH)2CO3, (FeOH)Cl2.
Sole zasadowe, takie jak sole kwasów, dysocjują etapami. Zgodnie z pierwszym etapem następuje całkowita dysocjacja na kationy reszty głównej i aniony reszty kwasowej, a następnie częściowa dysocjacja reszty głównej. Na przykład węglan hydroksomeperu(II) całkowicie dysocjuje w pierwszym etapie:
(CuOH)2 CO3 ↔ 2 CuOH+ + CO3 2– , (całkowita dysocjacja)
następnie główna pozostałość częściowo dysocjuje jako słaby elektrolit na jony: CuOH+ ↔ Cu2+ + OH– (częściowa dysocjacja)
Z reguły sole zasadowe są słabo rozpuszczalne i po podgrzaniu rozkładają się wraz z uwolnieniem wody.
Sole zasadowe tworzą tylko zasady polikwasowe w przypadku niecałkowitego zastąpienia grup hydroksylowych zasady resztami kwasowymi (nadmiar zasady). Na przykład: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O
chlorek hydroksomagnezu
Zdobywanie soli
Sole średnie można uzyskać poprzez interakcję substancji:
1. metal z niemetalem. Na przykład: Fe + S → FeS
2. metal z kwasem. Na przykład:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 −
3 Zn + 4 H2 SO4(stęż.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O
3. zasadowy tlenek z kwasem. Na przykład: CuO + H2 SO4 → CuSO4 + H2 O
4. tlenek kwasowy z zasadami. Na przykład: CO 2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
5. zasady z kwasami (reakcja neutralizacji). Na przykład: Ca(OH) 2 + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O
6. dwie różne sole. Na przykład:
Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 NaCl
7. alkalia z solami. Na przykład: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓
8. przemieszczenie metalu pasywnego z roztworu jego soli przez bardziej aktywny metal (zgodnie z szeregiem naprężeń metalu). Na przykład:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
9. oddziaływanie tlenku kwasowego z zasadowym. Na przykład:
CaO + SiO2 → CaSiO3
Sole kwasowe można otrzymać:
1. gdy zasada reaguje z nadmiarem kwasu lub tlenku kwasowego. Na przykład: Pb(OH)2 + 2 H2 SO4 → Pb(HSO4)2 + 2 H2O
Ca(OH)2 + 2CO2 → Ca(HCO3)2
2. w interakcji przeciętnej soli z kwasem, którego reszta kwasowa jest częścią tej soli. Na przykład:
PbSO4 + H2SO4 → Pb(HSO4)2
Sole zasadowe otrzymuje się:
1. gdy kwas reaguje z nadmiarem zasady. Na przykład: HCl + Mg(OH) 2 → MgOHCl + H2O
2. w interakcji średniej soli z alkaliami:
Bi(NO3 )3 + 2 NaOH → Bi(OH)2 NO3 + 2 NaNO3
Sole kwasowe lub zasadowe powstają podczas hydrolizy średnich soli: Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH
Al2 (SO4)3 + H2O → 2 AlOHSO4 + H2 SO4
Właściwości chemiczne soli
1. W szeregu standardowych potencjałów elektrodowych każdy poprzedni metal wypiera kolejne z roztworów ich soli. Na przykład:
Zn + Hg(NO3 )2 → Zn(NO3 )2 + Hg
2. Sole wchodzą w interakcje z zasadami. Na przykład:
CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2 SO4
3. Sole oddziałują z kwasami: CuSO 4 + H2 S → CuS↓ + H2 SO4
4. Wiele soli wchodzi ze sobą w interakcje:
CaCl2 + Na2 CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl
Opracowując równania chemiczne reakcji, należy pamiętać, że reakcja przebiega, gdy jeden z powstałych produktów wytrąca się, wydziela jako gaz lub jest związkiem lekko zdysocjowanym.
Przekształcenie soli kwaśnych i zasadowych w pożywkę
1. Oddziaływanie soli kwasowej z wodorotlenkiem tego samego metalu: KHSO4 + KOH → K2 SO4 + H2 O
2. Oddziaływanie soli kwasu z solą tego samego metalu, ale innego kwasu: KHSO4 + KCl → K2 SO4 + HCl
3. Rozkład termiczny soli kwasowych:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 − + H2 O
4. Oddziaływanie soli zasadowej z odpowiednim kwasem: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O
Stan utlenienia
Klasyfikując różne substancje, formułując związki chemiczne i opisując ich właściwości, wykorzystuje się charakterystykę stanu atomów pierwiastków - stopień utlenienia. Stan utlenienia jest ilościową charakterystyką stanu atomu pierwiastka w związku.
Stan utlenienia to warunkowy ładunek atomu w cząsteczce związku chemicznego, obliczony przy założeniu, że wszystkie cząsteczki związku chemicznego składają się z jonów, czyli wspólne pary elektronowe przechodzą do pierwiastka najbardziej elektroujemnego.
Stan utlenienia może być ujemny, dodatni lub zerowy. Stopień utlenienia jest oznaczony cyframi arabskimi ze znakiem (+) lub (-) przed liczbą i jest napisany nad symbolem pierwiastka we wzorze związku chemicznego.
Ujemną wartość stopnia utlenienia przypisuje się atomowi, który przyciągnął do siebie elektrony, a jego wartość, równą liczbie przyciąganych elektronów, oznaczono znakiem (-).
Dodatnia wartość stopnia utlenienia określana jest liczbą elektronów wyciągniętych z danego atomu i jest oznaczona znakiem (+).
Przy obliczaniu stanów utlenienia atomów stosuje się następujący zestaw reguł:
1) w cząsteczkach prostych substancji stopień utlenienia atomu wynosi zero;
2) wodór w związkach z niemetalami ma stopień utlenienia (+1), z wyjątkiem wodorków, w których stopień utlenienia wodoru jest(–1);
3) tlen we wszystkich związkach złożonych ma stan utlenienia(–2), z wyjątkiem OF2 i różnych związków nadtlenkowych.
4) fluor jako najbardziej elektroujemny pierwiastek we wszystkich związkach ma stopień utlenienia(–1);
5) halogeny w związkach z wodorem i metalami wykazują ujemny stopień utlenienia(–1) i dodatni z tlenem, z wyjątkiem fluoru.
6) wszystkie metale w swoich związkach charakteryzują się jedynie dodatnimi stopniami utlenienia, w tym metale alkaliczne mają stopień utlenienia (+1) oraz ziemia alkaliczna -
7) suma stanów utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi zero, suma stanów utlenienia wszystkich atomów w jonie złożonym jest równa ładunkowi tego jonu.
.jpg)
