Lekcje chemii nieorganicznej przygotowujące do egzaminu. Substancje nieorganiczne: przykłady i właściwości Klasyfikacja związków nieorganicznych i ich właściwości

Klasyfikacja substancji nieorganicznych z przykładami związków

Przeanalizujmy teraz bardziej szczegółowo schemat klasyfikacji przedstawiony powyżej.

Jak widać, przede wszystkim wszystkie substancje nieorganiczne są podzielone prosty I złożony:

proste substancje nazywamy substancje utworzone przez atomy tylko jednego pierwiastka chemicznego. Na przykład proste substancje to wodór H 2 , tlen O 2 , żelazo Fe, węgiel C itp.

Wśród prostych substancji są metale, niemetale I Gazy szlachetne:

Metale tworzą pierwiastki chemiczne znajdujące się poniżej przekątnej bor-astat, a także wszystkie pierwiastki znajdujące się w grupach bocznych.

Gazy szlachetne utworzone przez pierwiastki chemiczne grupy VIIIA.

niemetale utworzone odpowiednio przez pierwiastki chemiczne znajdujące się powyżej przekątnej bor-astat, z wyjątkiem wszystkich pierwiastków podgrup drugorzędowych i gazów szlachetnych znajdujących się w grupie VIIIA:

Nazwy prostych substancji najczęściej pokrywają się z nazwami pierwiastków chemicznych, których atomy są utworzone. Jednak w przypadku wielu pierwiastków chemicznych zjawisko alotropii jest powszechne. Alotropia to zjawisko, w którym jeden pierwiastek chemiczny może utworzyć kilka prostych substancji. Na przykład w przypadku pierwiastka chemicznego tlenu możliwe jest istnienie związków cząsteczkowych o wzorach O 2 i O 3. Pierwsza substancja jest zwykle nazywana tlenem w taki sam sposób, jak pierwiastek chemiczny, z którego atomów się tworzy, a druga substancja (O 3) jest zwykle nazywana ozonem. Prosta substancja węgiel może oznaczać dowolne jej alotropowe modyfikacje, na przykład diament, grafit lub fulereny. Prostą substancję fosfor można rozumieć jako jej alotropowe modyfikacje, takie jak fosfor biały, fosfor czerwony, fosfor czarny.

Substancje złożone

złożone substancje Substancje zbudowane z atomów dwóch lub więcej pierwiastków to tzw.

Na przykład złożonymi substancjami są amoniak NH 3, kwas siarkowy H 2 SO 4, wapno gaszone Ca (OH) 2 i niezliczone inne.

Wśród złożonych substancji nieorganicznych wyróżnia się 5 głównych klas, a mianowicie tlenki, zasady, wodorotlenki amfoteryczne, kwasy i sole:

tlenki - substancje złożone utworzone przez dwa pierwiastki chemiczne, z których jednym jest tlen na stopniu utlenienia -2.

Ogólny wzór tlenków można zapisać jako E x O y, gdzie E jest symbolem pierwiastka chemicznego.

Nazewnictwo tlenków

Nazwa tlenku pierwiastka chemicznego opiera się na zasadzie:

Na przykład:

Fe 2 O 3 - tlenek żelaza (III); CuO, tlenek miedzi(II); N 2 O 5 - tlenek azotu (V)

Często można znaleźć informacje, że wartościowość pierwiastka jest podana w nawiasach, ale tak nie jest. Na przykład stopień utlenienia azotu N 2 O 5 wynosi +5, a wartościowość, co dziwne, wynosi cztery.

Jeśli pierwiastek chemiczny ma jeden dodatni stopień utlenienia w związkach, wówczas stopień utlenienia nie jest wskazany. Na przykład:

Na2O - tlenek sodu; H2O - tlenek wodoru; ZnO to tlenek cynku.

Klasyfikacja tlenków

Tlenki, zgodnie z ich zdolnością do tworzenia soli podczas interakcji z kwasami lub zasadami, dzielą się odpowiednio na tworzące sól I niesolotwórcze.

Istnieje niewiele tlenków nietworzących soli, wszystkie z nich są utworzone przez niemetale na stopniu utlenienia +1 i +2. Należy zapamiętać listę tlenków nietworzących soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Z kolei tlenki tworzące sole dzielą się na główny, kwaśny I amfoteryczny.

Tlenki zasadowe zwane takimi tlenkami, które w interakcji z kwasami (lub tlenkami kwasowymi) tworzą sole. Do głównych tlenków należą tlenki metali na stopniu utlenienia +1 i +2, z wyjątkiem tlenków BeO, ZnO, SnO, PbO.

Tlenki kwasowe zwane takimi tlenkami, które w interakcji z zasadami (lub tlenkami zasadowymi) tworzą sole. Tlenki kwasowe to prawie wszystkie tlenki niemetali z wyjątkiem nietworzących soli CO, NO, N2O, SiO, a także wszystkie tlenki metali na wysokich stopniach utlenienia (+5, +6 i +7).

tlenki amfoteryczne zwane tlenkami, które mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami, tworząc w wyniku tych reakcji sole. Takie tlenki wykazują podwójną naturę kwasowo-zasadową, to znaczy mogą wykazywać właściwości zarówno tlenków kwasowych, jak i zasadowych. Tlenki amfoteryczne obejmują tlenki metali na stopniach utlenienia +3, +4 oraz, jako wyjątki, tlenki BeO, ZnO, SnO, PbO.

Niektóre metale mogą tworzyć wszystkie trzy rodzaje tlenków tworzących sole. Na przykład chrom tworzy tlenek zasadowy CrO, tlenek amfoteryczny Cr 2 O 3 i tlenek kwasowy CrO 3 .

Jak widać, właściwości kwasowo-zasadowe tlenków metali zależą bezpośrednio od stopnia utlenienia metalu w tlenku: im wyższy stopień utlenienia, tym wyraźniejsze są właściwości kwasowe.

Podwaliny

Podwaliny - związki o wzorze postaci Me (OH) x, gdzie X najczęściej równa 1 lub 2.

Wyjątki: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 i Pb (OH) 2 nie należą do zasad, pomimo stopnia utlenienia metalu +2. Związki te to amfoteryczne wodorotlenki, które zostaną omówione bardziej szczegółowo w tym rozdziale.

Klasyfikacja podstawowa

Zasady są klasyfikowane według liczby grup hydroksylowych w jednej jednostce strukturalnej.

Zasady z jedną grupą hydroksylową, tj. typu MeOH, tzw pojedyncze zasady kwasowe z dwiema grupami hydroksylowymi, tj. wpisz odpowiednio Me(OH) 2 , dikwas itp.

Ponadto zasady dzielą się na rozpuszczalne (alkalia) i nierozpuszczalne.

Alkalia obejmują wyłącznie wodorotlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych oraz wodorotlenek talu T1OH.

Podstawowa nomenklatura

Nazwa fundacji budowana jest zgodnie z następującą zasadą:

Na przykład:

Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II),

Cu (OH) 2 - wodorotlenek miedzi (II).

W przypadkach, gdy metal w substancjach złożonych ma stały stopień utlenienia, nie jest wymagane jego wskazanie. Na przykład:

NaOH - wodorotlenek sodu,

Ca (OH) 2 - wodorotlenek wapnia itp.

kwasy

kwasy - substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić metalem.

Ogólny wzór kwasów można zapisać jako H x A, gdzie H to atomy wodoru, które można zastąpić metalem, a A to reszta kwasu.

Na przykład, kwasy obejmują związki takie jak H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 itd.

Klasyfikacja kwasów

Ze względu na liczbę atomów wodoru, które można zastąpić metalem, kwasy dzielą się na:

- O kwasy jednozasadowe: HF, HC1, HBr, HI, HN03;

- D kwasy octowe: H2SO4, H2SO3, H2CO3;

- T kwasy rezasadowe: H3PO4, H3BO3.

Należy zauważyć, że liczba atomów wodoru w przypadku kwasów organicznych najczęściej nie odzwierciedla ich zasadowości. Na przykład kwas octowy o wzorze CH3COOH, pomimo obecności 4 atomów wodoru w cząsteczce, nie jest cztero-, ale jednozasadowy. Zasadowość kwasów organicznych zależy od liczby grup karboksylowych (-COOH) w cząsteczce.

Ponadto, zgodnie z obecnością tlenu w cząsteczkach kwasu, są one podzielone na beztlenowe (HF, HCl, HBr itp.) I zawierające tlen (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itp.). Kwasy tlenowe są również nazywane kwasy okso.

Możesz przeczytać więcej o klasyfikacji kwasów.

Nazewnictwo kwasów i reszt kwasowych

Należy zapoznać się z poniższą listą nazw i wzorów kwasów i reszt kwasowych.

W niektórych przypadkach kilka poniższych zasad może ułatwić zapamiętywanie.

Jak widać z powyższej tabeli, konstrukcja systematycznych nazw kwasów anoksycznych jest następująca:

Na przykład:

HF, kwas fluorowodorowy;

HCl, kwas chlorowodorowy;

H 2 S - kwas wodorosiarczkowy.

Nazwy reszt kwasowych kwasów beztlenowych są zbudowane zgodnie z zasadą:

Na przykład Cl - - chlorek, Br - - bromek.

Nazwy kwasów zawierających tlen uzyskuje się przez dodanie różnych przyrostków i zakończeń do nazwy pierwiastka kwasotwórczego. Na przykład, jeśli pierwiastek kwasotwórczy w kwasie zawierającym tlen ma najwyższy stopień utlenienia, to nazwa takiego kwasu jest skonstruowana w następujący sposób:

Na przykład kwas siarkowy H 2 S +6 O 4, kwas chromowy H 2 Cr +6 O 4.

Wszystkie kwasy zawierające tlen można również sklasyfikować jako wodorotlenki kwasowe, ponieważ w ich cząsteczkach znajdują się grupy hydroksylowe (OH). Na przykład można to zobaczyć na podstawie następujących wzorów graficznych niektórych kwasów zawierających tlen:

Tak więc kwas siarkowy można inaczej nazwać wodorotlenkiem siarki (VI), kwasem azotowym - wodorotlenkiem azotu (V), kwasem fosforowym - wodorotlenkiem fosforu (V) itp. Liczba w nawiasach charakteryzuje stopień utlenienia pierwiastka kwasotwórczego. Taki wariant nazw kwasów zawierających tlen może wielu wydawać się niezwykle niezwykły, ale czasami takie nazwy można znaleźć w prawdziwych KIM Jednolitego Egzaminu Państwowego z chemii w zadaniach dotyczących klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Wodorotlenki amfoteryczne

Wodorotlenki amfoteryczne - wodorotlenki metali wykazujące podwójną naturę, tj. potrafi wykazywać zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad.

Amfoteryczne to wodorotlenki metali na stopniach utlenienia +3 i +4 (a także tlenki).

Również związki Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2 i Pb (OH) 2 są włączone jako wyjątki od wodorotlenków amfoterycznych, pomimo stopnia utlenienia metalu w nich +2.

Dla amfoterycznych wodorotlenków metali trój- i czterowartościowych możliwe jest istnienie orto- i meta-form, różniących się od siebie jedną cząsteczką wody. Na przykład wodorotlenek glinu (III) może występować w postaci orto Al(OH) 3 lub w formie meta AlO(OH) (metawodorotlenek).

Ponieważ, jak już wspomniano, wodorotlenki amfoteryczne wykazują zarówno właściwości kwasów, jak i właściwości zasad, ich wzór i nazwę można również zapisać inaczej: albo jako zasadę, albo jako kwas. Na przykład:

sól

sól - są to substancje złożone, do których należą kationy metali i aniony reszt kwasowych.

Na przykład sole obejmują związki takie jak KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3 itp.

Powyższa definicja opisuje skład większości soli, jednak istnieją sole, które jej nie obejmują. Na przykład, zamiast kationów metali, sól może zawierać kationy amonowe lub ich organiczne pochodne. Te. sole obejmują związki, takie jak na przykład (NH 4) 2 SO 4 (siarczan amonu), + Cl - (chlorek metyloamonu) itp.

Również sprzeczna z powyższą definicją soli jest klasa tak zwanych soli kompleksowych, która zostanie omówiona na końcu tego tematu.

Klasyfikacja soli

Z drugiej strony sole można traktować jako produkty zamiany kationów wodoru H+ w kwasie na inne kationy lub produkty zamiany jonów wodorotlenowych w zasady (lub wodorotlenki amfoteryczne) na inne aniony.

Przy pełnej zamianie tzw średni Lub normalna sól. Na przykład przy całkowitym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje średnia (normalna) sól Na 2 SO 4, a przy całkowitym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 resztami kwasowymi, jony azotanowe tworzą średnią (normalną) sól Ca(NO3)2.

Sole otrzymane przez niecałkowite zastąpienie kationów wodoru w dwuzasadowym (lub więcej) kwasie kationami metali nazywane są solami kwasowymi. Tak więc przy niepełnym zastąpieniu kationów wodoru w kwasie siarkowym kationami sodu powstaje kwaśna sól NaHSO4.

Sole, które powstają w wyniku niepełnego podstawienia jonów wodorotlenkowych w dwukwasowych (lub więcej) zasadach, nazywane są zasadowymi O sole. Na przykład przy niepełnym zastąpieniu jonów wodorotlenkowych w zasadzie Ca (OH) 2 jonami azotanowymi, zasadowy O czysta sól Ca(OH)NO 3 .

Nazywamy sole składające się z kationów dwóch różnych metali i anionów reszt kwasowych tylko jednego kwasu podwójne sole. Na przykład podwójne sole to KNaCO 3 , KMgCl 3 itd.

Jeśli sól jest utworzona przez jeden rodzaj kationu i dwa rodzaje reszt kwasowych, takie sole nazywane są mieszanymi. Na przykład mieszane sole to związki Ca(OCl)Cl, CuBrCl itp.

Istnieją sole, które nie mieszczą się w definicji soli jako produkty zamiany kationów wodorowych w kwasach na kationy metali lub produkty podstawienia jonów wodorotlenkowych w zasadach na aniony reszt kwasowych. Są to sole złożone. Tak więc, na przykład, złożone sole to tetrahydroksocynkan sodu i tetrahydroksoglinian o wzorach odpowiednio Na2 i Na. Sole złożone rozpoznajemy m.in. najczęściej po obecności nawiasów kwadratowych we wzorze. Należy jednak rozumieć, że aby substancja została sklasyfikowana jako sól, jej skład musi zawierać dowolne kationy, z wyjątkiem (lub zamiast) H +, a z anionów oprócz (lub zamiast) OH -. Na przykład związek H 2 nie należy do klasy złożonych soli, ponieważ tylko kationy wodorowe H + są obecne w roztworze podczas jego dysocjacji z kationów. Ze względu na rodzaj dysocjacji substancję tę należy raczej zaliczyć do beztlenowych kompleksów kwasowych. Podobnie związek OH nie należy do soli, ponieważ związek ten składa się z kationów + i jonów wodorotlenkowych OH-, tj. należy ją traktować jako złożoną podstawę.

Nazewnictwo soli

Nomenklatura soli średnich i kwaśnych

Nazwa soli średnich i kwaśnych opiera się na zasadzie:

Jeśli stopień utlenienia metalu w substancjach złożonych jest stały, nie jest to wskazane.

Nazwy reszt kwasowych podano powyżej, biorąc pod uwagę nazewnictwo kwasów.

Na przykład,

Na 2 SO 4 - siarczan sodu;

NaHSO 4 - wodorosiarczan sodu;

CaCO 3 - węglan wapnia;

Ca (HCO 3) 2 - wodorowęglan wapnia itp.

Nazewnictwo soli zasadowych

Nazwy głównych soli budowane są zgodnie z zasadą:

Na przykład:

(CuOH) 2 CO 3 - wodorowęglan miedzi (II);

Fe (OH) 2 NO 3 - dihydroksyazotan żelaza (III).

Nazewnictwo soli złożonych

Nomenklatura związków złożonych jest znacznie bardziej skomplikowana i nie trzeba wiele wiedzieć z nomenklatury soli złożonych, aby zdać egzamin.

Należy umieć nazwać złożone sole otrzymane w wyniku oddziaływania roztworów alkalicznych z wodorotlenkami amfoterycznymi. Na przykład:

*Te same kolory w formule i nazwie oznaczają odpowiednie elementy formuły i nazwy.

Nazwy zwyczajowe substancji nieorganicznych

Nazwy trywialne rozumiane są jako nazwy substancji, które nie są związane lub słabo związane z ich składem i budową. Nazwy zwyczajowe wynikają z reguły albo ze względów historycznych, albo z właściwości fizycznych lub chemicznych tych związków.

Lista nazw zwyczajowych substancji nieorganicznych, które warto znać:

Dla pierwiastków wchodzących w skład układu okresowego (PS) pierwiastków D.I. Mendelejewa dozwolone jest używanie następujących nazw grup, odzwierciedlających z reguły ogólne właściwości pierwiastków i prostych substancji. Dla elementów główne podgrupy w krótkoterminowej wersji PS

Lub 1-2 i 13-18 grup w długoterminowej (nowoczesnej) wersji PS

• alkaliczny metale (grupa 1 lub IA): (H), Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;
• ziemia alkaliczna(oprócz Mg) metale (grupa 2 lub IIAg): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;
• elementy podgrupy boru(grupa 13 lub IIIA), metale (oprócz boru) nie mają specjalnej nazwy: B, Al, Ga, In, Ti;
• elementy podgrupy węgla(grupa 14 lub IVA) lub krystalogeny: C, Si, Ge, Sn, Pb;
• elementy podgrupy azotu(grupa 15 lub VA), przestarzała nazwa pnikogenyi jego pochodnapniktydy: N, P, As, Sb, Bi;
  
• elementy podgrupy tlenu(grupa 16 lub VIA) lubchalkogeny ,
• halogeny(grupa 17 lub VIIA),
• szlachetny Lub obojętnygazy (grupa 18. lub VIIIA)

Dla elementów podgrupy boczne:

• lantanowce(La-Lu)
• aktynowce(Ac – Lr) (nazwy lantanowców i aktynowców nie są zalecane);
• metale ziem rzadkich(grupa 3. lub IIIB, z wyjątkiem aktynowców);
• żelazna rodzina(Fe, Co, Ni);
• rodziny platynowców lub metali platynowych(Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt);
• metale szlachetne(Au, Ag + platyna: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt)
• elementy przejściowe(elementy d i f, czyli wszystkie elementy podgrup drugorzędowych).

Proste substancje nazywane są z reguły w taki sam sposób, jak odpowiadające im elementy. Tylko modyfikacje alotropowe węgiel (diament, grafit, karbin, fulereny) oraz druga modyfikacja tlenu (ozon). Nazwy odmian alotropowych pozostałych pierwiastków zwykle wskazują na jego krótkie cechy fizyczne (fosfor biały, czerwony, czarny, siarka krystaliczna i plastyczna, cyna szara i biała itp.).

Pierwiastki tlen, azot, węgiel i siarka w związkach z metalami lub mniej elektroujemnymi niemetalami mogą tworzyć aniony nie tylko na swoich charakterystycznych ujemnych stopniach 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 „Wyznaczanie stopnia utlenienia węgla”). Tak więc na przykład pierwiastek tlen 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)^-$ - ponadtlenek; $(O_3)^-$ - 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, mają tradycyjnie również końcówki -id: $(OH)^-$ - wodorotlenek; $(CN)^-$ - cyjanek; $(CN_2)^(2-)$ - cyjanamid; $(NH_2)^-$ - amid; $(NH)^(2-)$ - imid; $(SCN)^-$ - tiocyjanian.

KLASYFIKACJA SUBSTANCJI NIEORGANICZNYCH

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 na podstawie wspólnych właściwości złożone substancje nieorganiczne można podzielić na cztery główne klasy: związki dwuskładnikowe, tlenki, wodorotlenki, sole.

Klasyfikacja i nomenklatura związków binarnych została szczegółowo omówiona w temacie „Związki binarne”.

KLASYFIKACJA I CECHY WŁAŚCIWOŚCI TLENKÓW

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 (czyli rodzaj tworzonych wiązań i rodzaj sieci krystalicznej, budowę i charakterystykę elektronową pierwiastków).

Tlenki różnią się właściwościami fizycznymi stan skupienia, temperatury topnienia i wrzenia, kolor, zapach, rozpuszczalność w wodzie.

W zależności od stanu skupienia tlenki to:

• stałe (wszystkie tlenki metali, tlenek krzemu, tlenek fosforu),
• ciecz (woda $H_2O$),
• gazowe (praktycznie wszystkie inne tlenki niemetali).

Ze względu na właściwości chemiczne tlenki dzielą się na nietworzące soli i tworzące sole.

Definicja

Soli są tlenkami zdolnymi do tworzenia wodorotlenków w połączeniu z wodą.

Te ostatnie z kolei mogą wykazywać właściwości kwasów, zasad lub mieć właściwości amfoteryczne. Dlatego tlenki tworzące sole są zwykle podzielone na zasadowe, kwaśne i amfoteryczne.

KLASYFIKACJA kwasów i zasad

Od początkowego kursu chemii znasz następujące definicje 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 są również nazywane wodorotlenkami zasadowymi.

Oddziaływania kwas-zasada są niezwykle powszechne w przyrodzie i są szeroko stosowane w praktyce naukowej i przemysłowej. Teoria kwasów i zasad jest zbiorem podstawowych pojęć fizycznych i chemicznych opisujących naturę i właściwości kwasów i zasad. Oprócz zwykłej definicji ósmej klasy istnieją inne teorie:

Temat ten został szerzej opisany w rozdziale „Współczesne koncepcje budowy i właściwości kwasów i zasad”.

Klasyfikacja kwasów

odbywa się według następujących kryteriów formalnych:

1. przez zasadowość czyli liczba atomów wodoru: jeden- ($HCl$), dwa- ($H_2S$) i trójzasadowy ($H_3PO_4$);

2. dzięki obecności atomów tlenu: zawierające tlen ($H_2CO_3$) i beztlenowe (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. pod względem trwałości: trwałe ($H_2SO_4$); niestabilny ($H_2CO_3$).

5. przez przynależność do klas związków chemicznych: nieorganiczny (HBr); organiczny ($HCOOH,CH_3COOH$);

6.przez zmienność: lotny ($HNO_3,H_2S,HCl$); nieulotne ($H_2SO_4$);

7. przez rozpuszczalność w wodzie: rozpuszczalny ($H_2SO_4$); nierozpuszczalny ($H_2SiO_3$);

Klasyfikacja podstawowa

odbywa się według następujących kryteriów formalnych::

1. przez kwasowość(liczba grup hydroksylowych): jednokwasowy (NaOH), dwukwasowy ($Ca(OH)_2$), trójkwasowy ($Al(OH)_3$)

2. przez rozpuszczalność: zasady lub zasady rozpuszczalne ($KOH, NaOH$), nierozpuszczalne ($Mg(OH)_2, Cu(OH)_2$)

3. siłą(stopnie dysocjacji): silny (NaOH), słaby ($Cu(OH)_2$)

** Nie należy mylić siły bazy z jej rozpuszczalnością. Na przykład wodorotlenek wapnia jest mocną zasadą, chociaż jego rozpuszczalność w wodzie nie jest duża. W tym przypadku mocną zasadą (zasadą) jest ta część wodorotlenku wapnia, która jest rozpuszczona w wodzie.

WODOROTLENKI AMFOTERYCZNE

Definicja

Wodorotlenki amfoteryczne są złożonymi substancjami, 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 zapisać: $H_3ALO_3$ lub najprostszą formułę - $HAlO_2$.

Tlenki i wodorotlenki amfoteryczne powstają z pierwiastków amfoterycznych. 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 amfoterycznej przekątnej w PS (patrz temat „Układ okresowy jako warunkowy zapis prawa okresowego”). Metale grupy A tworzące amfoteryczną przekątną w układzie okresowym Be-Al-Ge-Sb-Po, jak również sąsiadujące z nimi metale (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) nie wykazują typowo metalicznego nieruchomości.

Manifestacja właściwości dualnych (amfoterycznych), zarówno metalicznych (zasadowych), jak i niemetalicznych, wynika z natury wiązania chemicznego.

KLASYFIKACJA I CECHY WŁAŚCIWOŚCI SOLI

Definicja soli, a także definicja kwasów i zasad ma kilka opcji. W ósmej klasie szkoły definicja soli jest następująca:

Definicja

Sole - są to złożone substancje składające się z kationów metali (jon amonowy) 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 odpowiednio reszty kwasowe. m=x i n=y

Ta definicja odnosi się do średnich soli, które powstają w wyniku reakcji zobojętniania 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 atomami metalu lub całkowitego zastąpienia grup hydroksylowych w cząsteczce zasady resztami kwasowymi.

Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej (TED):

sól- są to złożone substancje, które w roztworach wodnych dysocjują 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 można przeprowadzić klasyfikację soli:

1.przez rozpuszczalność: rozpuszczalna, słabo rozpuszczalna i nierozpuszczalna (można określić do jakiej grupy należy sól według tabeli rozpuszczalności)

2. w zależności od stopnia podstawienia jonów wodorowych i grup hydroksylowych: średni, kwaśny, podstawowy, podwójny, mieszany. Temat ten został szerzej omówiony w rozdziale „Klasyfikacja i nazewnictwo soli”.

W tabeli podano przykłady i definicje soli kwasowych i zasadowych.

Osobną dużą klasą jest sole złożone, które są związane ze związkami złożonymi.

Definicja

Złożone związki Lub związki koordynacyjne- cząstki (neutralne cząsteczki lub jony), które powstają w wyniku przyłączenia się do danego jonu (lub atomu), tzw. środek kompleksujący, obojętne cząsteczki lub inne jony tzw ligandy.

sfera wewnętrzna złożony związek - centralny atom ze związanymi z nim ligandami, czyli w rzeczywistości złożona cząstka.

sfera zewnętrzna związek złożony - inne cząstki związane z cząstką złożoną wiązaniami jonowymi lub międzycząsteczkowymi, w tym wiązaniami wodorowymi.

Rozważmy na przykład budowę złożonej soli $K_3$ - heksacyjanożelazian(III) potasu.

Wewnętrzna kula jest utworzona przez jon żelaza (III), dlatego jest środkiem kompleksującym o stopniu utlenienia +3. Sześć jonów $CN^-$ jest skoordynowanych wokół tego jonu. To są ligandy, liczba koordynacyjna to sześć. Całkowity ładunek kuli wewnętrznej wynosi: (+3)+ (-1)x6=(-3).

Zewnętrzną sferę tworzą kationy potasu $K^+$. Zgodnie z ładunkiem kuli wewnętrznej, równym (-3), w kuli zewnętrznej powinny znajdować się 3 jony potasu.

Złożone sole mające zewnętrzną kulę w roztworze wodnym całkowicie dysocjują na złożony kation lub anion o niskiej dysocjacji.

Złożone związki bez zewnętrznej kuli są nierozpuszczalne w wodzie (na przykład karbonylki metali).

Każdego dnia człowiek wchodzi w interakcję z dużą liczbą przedmiotów. Wykonane są z różnych materiałów, mają własną strukturę i skład. Wszystko, co otacza człowieka, można podzielić na organiczne i nieorganiczne. W artykule zastanowimy się, jakie są takie substancje, podamy przykłady. Ustalimy również, jakie substancje nieorganiczne występują w biologii.

Opis

Substancje nieorganiczne to substancje, które nie zawierają węgla. Są przeciwieństwem organicznych. Ta grupa obejmuje również kilka związków zawierających węgiel, na przykład:

• cyjanki;
• tlenki węgla;
• węglany;
• węgliki i inne.

• woda;
• różne kwasy (chlorowodorowy, azotowy, siarkowy);
• sól;
• amoniak;
• dwutlenek węgla;
• metale i niemetale.

Grupa nieorganiczna wyróżnia się brakiem szkieletu węglowego, co jest charakterystyczne dla substancji organicznych. Zgodnie ze składem zwyczajowo dzieli się na proste i złożone. Substancje proste tworzą niewielką grupę. Łącznie jest ich około 400.

Proste związki nieorganiczne: metale

Metale - proste atomy, których podstawą jest wiązanie metaliczne. Pierwiastki te mają charakterystyczne właściwości metaliczne: przewodnictwo cieplne, przewodnictwo elektryczne, plastyczność, blask i inne. Łącznie w tej grupie wyróżnia się 96 pierwiastków. Obejmują one:

• metale alkaliczne: lit, sód, potas;
• metale ziem alkalicznych: magnez, stront, wapń;
• miedź, srebro, złoto;
• metale lekkie: aluminium, cyna, ołów;
• półmetale: polon, moskow, nihon;
• lantanowce i lantan: skand, itr;
• aktynowce i aktyny: uran, neptun, pluton.

Metale występują głównie w przyrodzie w postaci rud i związków. Aby uzyskać czysty metal bez zanieczyszczeń, jest on oczyszczany. W razie potrzeby możliwe jest doping lub inne przetwarzanie. To jest specjalna nauka - metalurgia. Dzieli się na czarne i kolorowe.

Proste związki nieorganiczne: niemetale

Niemetale to pierwiastki chemiczne, które nie mają właściwości metalicznych. Przykłady substancji nieorganicznych:

• woda;
• azot;
• siarka;
• tlen i inne.

Niemetale wyróżniają się dużą liczbą elektronów na atom. Powoduje to pewne właściwości: zwiększa się zdolność przyłączania dodatkowych elektronów, pojawia się wyższa aktywność oksydacyjna.

W przyrodzie można spotkać niemetale w stanie wolnym: tlen, chlor, a także w postaci stałej: jod, fosfor, krzem, selen.

Niektóre niemetale mają charakterystyczną właściwość - alotropię. Oznacza to, że mogą istnieć w różnych modyfikacjach i formach. Na przykład:

• gazowy tlen ma modyfikacje: tlen i ozon;
• węgiel stały może występować w postaci: diamentu, grafitu, węgla szklistego i innych.

Złożone związki nieorganiczne

Ta grupa substancji jest liczniejsza. Złożone związki wyróżniają się obecnością kilku pierwiastków chemicznych w składzie substancji.

Rozważmy bardziej szczegółowo złożone substancje nieorganiczne. Przykłady i ich klasyfikację przedstawiono poniżej w artykule.

1. Tlenki - związki, których jednym z pierwiastków jest tlen. W skład grupy wchodzą:

• nietworzące soli (na przykład azot);
• tlenki tworzące sole (np. tlenek sodu, tlenek cynku).

2. Kwasy - substancje zawierające jony wodoru i reszty kwasowe. Na przykład siarkowodór azotowy.

3. Wodorotlenki - związki, w których występuje grupa -OH. Klasyfikacja:

• zasady - rozpuszczalne i nierozpuszczalne zasady - wodorotlenek miedzi, wodorotlenek sodu;
• kwasy zawierające tlen - trioksowęglan diwodoru, trioksonitan wodoru;
• amfoteryczny - wodorotlenek chromu, wodorotlenek miedzi.

4. Sole - substancje zawierające jony metali i pozostałości kwasów. Klasyfikacja:

• podłoże: chlorek sodu, siarczek żelaza;
• kwaśne: wodorowęglan sodu, wodorosiarczany;
• zasadowe: azotan dihydroksychromu, azotan hydroksychromu;
• kompleks: tetrahydroksocynian sodu, tetrachloroplatynian potasu;
• podwójny: ałun potasowy;
• mieszanina: siarczan glinowo-potasowy, chlorek potasowo-miedziowy.

5. Związki binarne - substancje składające się z dwóch pierwiastków chemicznych:

• kwasy beztlenowe;
• sole beztlenowe i inne.

Związki nieorganiczne zawierające węgiel

Takie substancje tradycyjnie należą do grupy nieorganicznych. Przykłady substancji:

• Węglany - estry i sole kwasu węglowego - kalcyt, dolomit.
• Węgliki - związki niemetali i metali z węglem - węglik berylu, węglik wapnia.
• Cyjanki - sole kwasu cyjanowodorowego - cyjanek sodu.
• Tlenki węgla - dwuskładnikowy związek węgla i tlenu - tlenek węgla i dwutlenek węgla.
• Cyaniany – są pochodnymi kwasu cyjanowego – kwasu fulmowego, kwasu izocyjanowego.
• Metale karbonylowe - kompleks metalu i tlenku węgla - karbonylek niklu.

Wszystkie rozważane substancje różnią się indywidualnymi właściwościami chemicznymi i fizycznymi. Ogólnie można wyróżnić charakterystyczne cechy każdej klasy substancji nieorganicznych:

1. Metale nieszlachetne:

• wysoka przewodność cieplna i elektryczna;
• metaliczny połysk;
• Brak przejrzystości;
• wytrzymałość i plastyczność;
• w temperaturze pokojowej zachowują swoją twardość i kształt (z wyjątkiem rtęci).

2. Proste niemetale:

• proste niemetale mogą znajdować się w stanie gazowym: wodór, tlen, chlor;
• brom występuje w stanie ciekłym;
• stałe niemetale mają stan niemolekularny i mogą tworzyć kryształy: diament, krzem, grafit.

3. Substancje złożone:

• tlenki: reagują z wodą, kwasami i tlenkami kwasów;
• kwasy: reagują z wodą i zasadami;
• tlenki amfoteryczne: mogą reagować z kwaśnymi tlenkami i zasadami;
• wodorotlenki: rozpuszczalne w wodzie, mają szeroki zakres temperatur topnienia, mogą zmieniać kolor podczas interakcji z alkaliami.

Komórka każdego żywego organizmu składa się z wielu składników. Niektóre z nich to związki nieorganiczne:

• Woda. Na przykład ilość wody w komórce wynosi od 65 do 95%. Jest niezbędny do realizacji reakcji chemicznych, ruchu elementów, procesu termoregulacji. Również woda decyduje o objętości komórki i stopniu jej elastyczności.
• sole mineralne. Mogą występować w organizmie zarówno w postaci rozpuszczonej, jak i nierozpuszczonej. Ważną rolę w procesach komórkowych odgrywają kationy: potasu, sodu, wapnia, magnezu - oraz aniony: chloru, wodorowęglany, superfosfat. Minerały są niezbędne do utrzymania równowagi osmotycznej, regulacji procesów biochemicznych i fizycznych, generowania impulsów nerwowych, utrzymania poziomu krzepliwości krwi i wielu innych reakcji.

Nie tylko substancje nieorganiczne komórki są ważne dla zachowania czynności życiowych. Składniki organiczne zajmują 20-30% jego objętości.

Klasyfikacja:

• proste substancje organiczne: glukoza, aminokwasy, kwasy tłuszczowe;
• złożone substancje organiczne: białka, kwasy nukleinowe, lipidy, polisacharydy.

Składniki organiczne są niezbędne do pełnienia funkcji ochronnej, energetycznej komórki, służą jako źródło energii dla aktywności komórkowej oraz magazynują składniki odżywcze, przeprowadzają syntezę białek i przekazują informacje dziedziczne.

W artykule rozważono istotę i przykłady substancji nieorganicznych, ich rolę w składzie komórki. Można powiedzieć, że istnienie organizmów żywych byłoby niemożliwe bez grup związków organicznych i nieorganicznych. Są ważne w każdej dziedzinie życia człowieka, a także w egzystencji każdego organizmu.

Klasyfikacja substancji nieorganicznych opiera się na ich zdolności do rozkładu. Proste substancje, składające się z atomów tylko jednego pierwiastka chemicznego (O 2, H 2, Mg), nie ulegają rozkładowi. Substancje złożone składające się z atomów dwóch lub więcej pierwiastków (CO 2 , H 2 SO 4 , NaOH, KCl) łatwo ulegają rozkładowi.

Prosty

Klasyfikacja klas substancji nieorganicznych obejmuje:

• metale - elementy o przewodności cieplnej i elektrycznej, wysokiej plastyczności, ciągliwości, metalicznym połysku;
• niemetale - bardziej kruche niż metale, pierwiastki, które nie mają przewodności elektrycznej i wykazują właściwości utleniające.

Ryż. 1. Schemat klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Metale znajdują się w lewym dolnym rogu układu okresowego pierwiastków, niemetale w prawym górnym rogu i obejmują gazy szlachetne.

Ryż. 2. Ułożenie metali i niemetali w układzie okresowym.

Wiele prostych pierwiastków chemicznych ma alotropię - właściwość tworzenia kilku prostych substancji. Na przykład, gdy jeszcze jeden atom jest przyłączony do tlenu, powstaje prosta substancja ozon (O 3), węgiel, w zależności od liczby atomów, tworzy grafit, węgiel lub diament.

Złożony

Związki dzielą się na następujące klasy:

• tlenki - składają się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen;
• kwasy - składają się z atomów wodoru i reszty kwasowej;
• fusy - składają się z metalu i jednej lub więcej grup hydroksylowych;
• sól - składają się z metalu i reszty kwasowej.

Osobno wyodrębnia się wodorotlenki amfoteryczne, które wykazują właściwości kwasów i zasad. Są to ciała stałe, które są słabymi elektrolitami. Należą do nich wodorotlenki metali o stopniu utlenienia +3 i +4. Wyjątkami są Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2.

Bardziej szczegółową klasyfikację substancji złożonych przedstawiono w tabeli z przykładami.

Ryż. 3. Spis nazw kwasów.

Powiązania genetyczne między klasami opierają się na wzajemnym przekształcaniu się substancji. W reakcjach chemicznych atomy przechodzą z jednej substancji do drugiej, tworząc serie genetyczne (serie przemian). Metal po dodaniu tlenu tworzy tlenek, który w interakcji z wodą zamienia się w zasadę. Kwaśny tlenek powstaje z niemetalu, który w interakcji z wodą tworzy kwas. Każda seria genetyczna kończy się solą.

Czego się nauczyliśmy?

Substancje nieorganiczne obejmują związki proste i złożone. Proste substancje składają się z atomów tego samego pierwiastka. Należą do nich metale i niemetale. Związki złożone obejmują substancje składające się z kilku pierwiastków. Należą do nich tlenki, kwasy, zasady, sole i wodorotlenki amfoteryczne. Wszystkie substancje są genetycznie powiązane. Z prostej substancji można otrzymać bardziej złożoną substancję. Sole są uważane za najbardziej złożone substancje.

Kwiz tematyczny

Zgłoś ocenę

Średnia ocena: 4.6. Łączna liczba otrzymanych ocen: 102.

„Klasyfikacja i nomenklatura 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 na stopniu utlenienia (-2).

Pisząc wzór tlenku, na pierwszym miejscu stawia się symbol pierwiastka tworzącego tlenek, a na drugim miejscu tlen. Ogólny wzór tlenków: Eh Oy.

Nadtlenki stanowią szczególną grupę tlenowych związków pierwiastków. Zwykle uważa się je za sole nadtlenku wodoru H2O2, który wykazuje właściwości słabo kwaśne. W nadtlenkach atomy tlenu są chemicznie związane nie tylko z atomami innych pierwiastków, ale także między sobą (tworzą grupę nadtlenkową - O - O -). Na przykład nadtlenek sodu Na2O2 (Na–O–O–Na) i tlenek sodu Na2O (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 tworzone są od słowa „tlenek” i nazwy pierwiastka tlenotwórczego w przypadku dopełniacza, na przykład 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 tritlenek diwanadu; VO2 to tlenek wanadu (IV) lub dwutlenek wanadu; V2O5 to tlenek wanadu (V) lub pięciotlenek diwanadu.

Klasyfikacja tlenków

Ze względu na reaktywność tlenki można podzielić na tworzące sole i nie tworzące soli (obojętne). Z kolei tlenki tworzące sole dzielą się na zasadowe, kwaśne i amfoteryczne.

tlenki zasadowe. Otrzymywanie podstawowych tlenków i ich właściwości chemiczne

Podstawowe tlenki to te, które mają zasady. Na przykład Na2O, CaO są tlenkami zasadowymi, ponieważ odpowiadają zasadom NaOH, Ca (OH) 2.

Otrzymywanie tlenków zasadowych

1. Oddziaływanie metalu z tlenem. Na przykład: 4 Li + O 2 → 2 Li2O.

2. Rozkład podczas ogrzewania związków tlenu: węglany, azotany, zasady. Na przykład:

MgCO3 ¾¾® MgO + CO2 - ;

2Cu(NO3 )2 ¾¾® 2CuO + 4NO2 - + O2 - ;

Ca(OH)2 ¾¾® CaO + H2O .

Właściwości chemiczne tlenków zasadowych

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) i metali ziem alkalicznych (CaO, SrO, BaO). Rozpuszczając się w wodzie, tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych tworzą rozpuszczalne w wodzie zasady, zwane alkaliami. 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 + H2SO4 → CaSO4 + H2O

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 te tlenki, które odpowiadają 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 → S02 ;

2. Spalanie złożonych substancji. Na przykład: CH 4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O;

3. Rozkład podczas ogrzewania związków tlenu: węglany, azotany, wodorotlenki. Na przykład:

CaCO3 ¾¾® CaO + CO2 - ;

2AgNO3 ¾¾® 2Ag + 2NO2 - + O2 - .

Właściwości chemiczne tlenków kwasowych

1. Interakcja z wodą. Większość kwaśnych tlenków 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 → Na2SO4 + H2O

3. Tlenki kwasowe oddziałują z tlenkami zasadowymi, tworząc sól. Na przykład: 3CaO + P2O5 → Ca3 (PO4 )2

4. Lotne tlenki kwasów są zdolne do wypierania bardziej lotnych tlenków ze swoich 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 podwójne właściwości.

1. Tlenki amfoteryczne nie wchodzą w interakcje 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:

Al2O3 + 2 NaOH ¾¾® 2 NaAlO2 + H2O Al2O3 + 2NaOH + 3H2O ® 2Na

4. Tlenki amfoteryczne oddziałują z tlenkami zasadowymi i kwasowymi.

Al2 O3 + 3 SO3 ¾¾® Al2 (SO4 )3

Al2O3 + Na2O ¾¾® 2 NaAlO2

Wodorotlenki są złożonymi wielopierwiastkowymi związkami chemicznymi, które obejmują 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 kwaśnych tlenków, zwane kwasami, np. H 2 SO4 .

2. Hydraty tlenków zasadowych, zwanych zasadami, np. Ba(OH) 2 .

3. Hydraty tlenków amfoterycznych, zwane wodorotlenkami amfoterycznymi, np. Be(OH) 2 .

Zasady Zasady to elektrolity, które dysocjują w roztworze wodnym, tworząc

kation metalu (lub jon amonowy NH4 + ) i grupa hydroksylowa OH–. Nazwy bazowe

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, wówczas nazwa wskazuje stopień jego utlenienia cyfrą rzymską w nawiasie: Fe (OH) 2 - wodorotlenek żelaza (II), Fe (OH) 3 - wodorotlenek żelaza (III).

Oprócz tych nazw, dla niektórych z najważniejszych powodów używane są inne, głównie tradycyjne rosyjskie nazwy. Na przykład wodorotlenek sodu NaOH nazywa się sodą kaustyczną, wodorotlenek wapnia Ca (OH) 2 nazywa się wapnem gaszonym, KOH nazywa się żrącym potażem.

Liczba grup OH– zawartych w cząsteczce zasady określa jej kwasowość. Na tej podstawie zasady dzielą się na jednokwasowe (KOH), dwukwasowe (Cu (OH) 2), trójkwasowe

(Cr(OH)3).

Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie nazywane są alkaliami. Są to wodorotlenki alkaliczne i zasadowe

metale ziem: NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2.

Metody otrzymywania alkaliów 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 w reakcji roztworów odpowiednich soli z roztworami alkaliów. Na przykład:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ¯ + Na2SO4

Właściwości chemiczne zasad

Podstawy są w większości przypadków ciałami stałymi. W odniesieniu do wody modny jest podział 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, pomarańcz metylowy na żółty.

1. Własności elektrolityczne zasad. Jedną z najbardziej charakterystycznych właściwości zasad jest elektrolityczna zdolność do dysocjacji w stanie ciekłym. Podczas dysocjacji zasady powstaje grupa hydroksylowa OH–, a główną resztą jest kation.

Dysocjacja zasad zawierających jedną grupę hydroksylową OH– przebiega jednoetapowo:

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 wodorotlenkowych z cząsteczki wodorotlenku nazywany jest resztą główną. 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 hydroksylowe, do nazwy metalu dodaje się przedrostek „hydroksyl” lub „dihydrokso”.

(mydlistość w dotyku, przebarwienia wskaźników, oddziaływanie z kwasami, tlenkami kwasów, solami) wynikają z obecności w ich składzie jonów wodorotlenkowych.

2. interakcja z kwasami. Jest to reakcja zobojętniania prowadząca do powstania soli.

i woda:

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O.

3. Alkalia oddziałują z kwaśnymi tlenkami:

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O.

4. Alkalia oddziałują z roztworami soli. Ta interakcja jest przeprowadzana, jeśli po reakcji powstają 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:

2 Fe(OH)3 ¾¾® Fe2O3 + 3 H2O.

Wodorotlenki amfoteryczne

Amfoteryczność wodorotlenków rozumiana jest jako 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.

Formuła wodorotlenku amfoterycznego jest zwykle zapisywana zgodnie ze wzorem podstawowym Me (OH) n, ale można go również przedstawić jako kwas Hn MeOm. Na przykład, Zn(OH)2 oznacza wodorotlenek cynku lub H2ZnO2 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; podczas gdy wodorotlenek amfoteryczny wykazuje właściwości zasadowe.

2. Podczas interakcji z mocnymi zasadami (zasadami) powstaje sól i woda; w tym przypadku wodorotlenek amfoteryczny wykazuje właściwości kwasowe iw równaniu należy zastosować jego formę kwasową.

H2 ZnO2 + 2 NaOH → Na2 ZnO2 + 2 H2O

cynkian sodu

HAlO2 + NaOH ¾¾® NaAlO2 + H2O (fuzja)

metaglinian sodu 3. Z wodnymi roztworami zasad wodorotlenki amfoteryczne tworzą kompleksy

znajomości:

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2

Wodorotlenki amfoteryczne są związkami nierozpuszczalnymi. Otrzymywanie wodorotlenków amfoterycznych jest możliwe tylko pośrednio - poprzez oddziaływanie alkaliów z solami odpowiednich metali.

Kwasy Kwasy to elektrolity, które dysocjują w roztworach wodnych, tworząc kationy.

wodór H + i anion reszty kwasowej.

Nazwy kwasów

Ogólnie wzór kwasu zapisuje się jako Hm E lub Hm EON, gdzie E oznacza pierwiastek kwasotwórczy.

Ze względu na skład chemiczny, a mianowicie brak lub obecność atomów tlenu w cząsteczkach, kwasy dzielą się na zawierające tlen (H2SO4, HNO3) i beztlenowe (H2S, HF, HCl).

Kwasy mają tradycyjne i systematyczne nazwy zestawione zgodnie z zasadami nomenklatury IUPAC dla związków złożonych.

Tradycyjna nazwa kwasu składa się z dwóch słów. Pierwsze słowo to przymiotnik z rdzeniem z 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, H2 SO4 - siarkowy, HMnO4 - kwas nadmanganowy; H2 SiO3 to kwas metakrzemowy.

– novat - (pośredni stopień utlenienia +5), jako HClO 3 - chlorowy, HIO3 - jodowy, H2 MnO4 - kwas nadmanganowy.

– owist, – ist – (pośredni stopień utlenienia +3, +4), jak H 3 AsO3 - ortoarsenowy

kwas; HClO2 - chlorek; HNO2 - azotowy.

- nowatysta - (najniższy stopień dodatni +1), podobnie jak HClO - podchlorawy.

Jeżeli pierwiastek na tym samym stopniu utlenienia tworzy kilka kwasów zawierających tlen, wówczas do nazwy kwasu o mniejszej zawartości atomów tlenu dodaje się przedrostek „meta”, z największą liczbą – przedrostek „orto”: HPO3 - kwas metafosforowy, H3PO4 - kwas ortofosforowy (stopień utlenienia fosforu to +5).

Metody otrzymywania kwasów

1. Oddziaływanie tlenku kwasowego z wodą. Na przykład: SO2 + H2O → H2 SO3

Wyjątkiem są SiO2 , TeO2 , TeO3 , MoO3 , WO3 , które nie wchodzą w interakcje z wodą. 2. Jeśli tlenek kwasowy jest nierozpuszczalny w wodzie, otrzymuje się odpowiednie kwasy

pośrednio, a mianowicie przez działanie innego kwasu na odpowiednią sól. Na przykład:

Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3 ↓

3. Kwasy beztlenowe otrzymuje się w wyniku oddziaływania niemetali z wodorem, a następnie rozpuszczania 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 ma kolor czerwony, pomarańcz metylowy - różowy.

1. Elektrolityczne właściwości 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 czerwieni lakmusowej, interakcja z metalami itp.) .

Liczba jonów wodorowych kwasu, które można zastąpić kationami metali, określa zasadowość tego kwasu i liczbę etapów dysocjacji. Tak więc HCl, H2SO4, H3PO4 są przykładami jedno-, dwu- i trójzasadowych kwasów.

Dysocjacja jednozasadowego kwasu chlorowodorowego HCl zachodzi w jednym etapie: HCl ↔ H+ + Cl–

Odpowiada jednej reszcie kwasowej - jonowi chlorkowemu Cl–.

Kwas węglowy, będąc kwasem dwuzasadowym, dysocjuje w dwóch etapach z utworzeniem reszt kwasowych:

Kwas ortofosforowy H3 PO4 dysocjuje w trzech etapach z utworzeniem trzech kwasów

Jeśli reszta kwasowa zawiera jeden jon wodorowy, wówczas do jej nazwy dodaje się przedrostek „hydro”, jeśli dwa jony wodorowe - „dihydro”.

2. Interakcja z zasadami, w wyniku której powstaje sól i woda. HCl + NaOH → NaCl + H2O

3. Oddziaływanie z tlenkami zasadowymi.

2 HCl + CaO → CaCl2 + H2O

4. interakcja z solami. Kwasy reagują z solami, jeśli w wyniku ich działania

powstaje słabszy kwas, słabo rozpuszczalny lub lotny związek.

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl

4. Oddziaływanie kwasów z metalami (z tworzeniem soli i wydzielaniem wodoru).

2 HCl + Fe → FeCl2 + H2 −

Metale o standardowym potencjale elektrody większym niż wodór nie oddziałują z kwasami. W interakcji metali ze stężonym kwasem siarkowym, stężonym i rozcieńczonym kwasem azotowym wodór nie jest uwalniany.

Sole Sole to elektrolity, które dysocjują w roztworach wodnych, tworząc kationy.

reszty zasadowe i aniony reszt kwasowych. Wzory i nazwy soli

Skład soli opisuje wzór, w którym wzór kationu znajduje się na pierwszym miejscu, a wzór anionu na drugim miejscu. Nazwy soli tworzone są od nazwy reszty kwasowej (w mianowniku) i nazwy reszty zasadowej (w dopełniaczu), z których składa się sól. Stopień utlenienia metalu tworzącego kation podaje się cyframi rzymskimi w nawiasach, jeśli to konieczne. Na przykład K2S to siarczek potasu, FeSO4 to siarczan żelaza(II), Fe2(SO4)3 to siarczan żelaza(III).

Anion kwasu anoksycznego ma końcówkę „id”. Na przykład FeCl3 to chlorek żelaza (III). Nazwy soli kwasowych powstają w taki sam sposób, jak średnie, 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 soli zasadowych powstają w taki sam sposób, jak sole środkowe, ale jednocześnie do nazwy kationu dodaje się przedrostek „hydroksy”, wskazujący na obecność grup hydroksylowych, których liczba jest wskazana greckimi cyframi: di, trzy itd. Na przykład: (CuOH) 2 CO3 - węglan hydroksymiedzi (II), Fe (OH) 2 Cl - dihydroksychlorek żelaza (III).

Sole dzielą się na średnie, kwaśne i zasadowe.

Średnie (normalne) sole nie zawierają ani atomów wodoru, ani grup hydroksylowych w cząsteczce. Dysocjują prawie całkowicie (nie skokowo), tworząc kationy i aniony metali reszty kwasowej:

K2 S ↔ 2 K+ + S2– AlCl3 ↔ Al3+ + 3 Cl–

Średnie sole można otrzymać przez całkowite zastąpienie atomów wodoru w cząsteczkach kwasu atomami metali lub przez 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 zostaje całkowicie zdysocjowana na kationy i aniony metali reszty kwasowej:

KHS ↔ K+ + HS– (całkowita dysocjacja)

Następnie reszta kwasowa dysocjuje w mniejszym stopniu (częściowo), stopniowo odszczepiając kationy wodoru:

HS– ↔ H+ + S2– (dysocjacja częściowa)

Zgodnie ze swoimi właściwościami sole kwasów są związkami pośrednimi między średnimi solami a kwasami. Podobnie jak kwasy, są one zwykle dobrze rozpuszczalne w wodzie i zdolne do reakcji neutralizacji.

Sole kwasów powstają tylko z kwasów wielozasadowych w przypadku niepełnego zastąpienia w kwasie atomów wodoru atomami metalu (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)2C03, (FeOH)Cl2.

Sole zasadowe, podobnie jak sole kwasów, dysocjują etapami. Zgodnie z pierwszym etapem następuje całkowita dysocjacja reszty głównej na kationy 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– (dysocjacja częściowa)

Z reguły sole zasadowe są trudno rozpuszczalne i po podgrzaniu rozkładają się z uwolnieniem wody.

Sole zasadowe powstają tylko z zasad polikwasowych w przypadku niecałkowitego zastąpienia grup hydroksylowych zasady resztami kwasowymi (nadmiar zasady). Na przykład: Mg(OH)2 + HCl → MgOHCl + H2O

chlorek hydroksomagnezu

Zdobywanie soli

Średnie sole można otrzymać w wyniku interakcji substancji:

1. metal z niemetalem. Na przykład: Fe + S → FeS

2. metal z kwasem. Na przykład:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2-

3 Zn + 4 H2SO4(stęż.) → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O

3. tlenek zasadowy z kwasem. Na przykład: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

4. tlenek kwasowy z zasadami. Na przykład: KO 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. zasady z solami. Na przykład: 3 KOH + FeCl 3 → 3 KCl + Fe(OH)3 ↓

8. wypieranie metalu pasywnego z roztworu jego soli przez metal bardziej aktywny (zgodnie z serią naprężeń metalu). Na przykład:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

9. oddziaływanie tlenku kwasowego z tlenkiem zasadowym. Na przykład:

CaO + SiO2 → CaSiO3

Sole kwasów można otrzymać:

1. gdy zasada reaguje z nadmiarem kwasu lub tlenku kwasu. Na przykład: Pb(OH)2 + 2 H2SO4 → 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

Otrzymuje się sole zasadowe:

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)2NO3 + 2 NaNO3

Sole kwaśne lub zasadowe powstają podczas hydrolizy średnich soli: Na2CO3 + H2O → NaHCO3 + NaOH

Al2(SO4)3 + H2O → 2AlOHSO4 + H2SO4

Właściwości chemiczne soli

1. W szeregu standardowych potencjałów elektrod 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 alkaliami. Na przykład:

CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4

3. Sole oddziałują z kwasami: CuSO 4 + H2S → CuS↓ + H2SO4

4. Wiele soli oddziałuje ze sobą:

CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2 NaCl

Układając równania chemiczne dla reakcji, należy pamiętać, że reakcja przebiega, jeśli jeden z powstałych produktów wytrąca się, wydziela się jako gaz lub jest lekko zdysocjowanym związkiem.

Przemiana soli kwaśnych i zasadowych w medium

1. Oddziaływanie soli kwasu 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. Termiczny rozkład soli kwasów:

Ca(HCO3 )2 → CaCO3 + CO2 − + H2O

4. Oddziaływanie soli zasadowej z odpowiednim kwasem: 2 FeOHSO4 + H2 SO4 → Fe2 (SO4 )3 + 2 H2 O

Stan utlenienia

Przy klasyfikacji różnych substancji, formułowaniu związków chemicznych i opisywaniu ich właściwości wykorzystuje się charakterystykę stanu atomów pierwiastków – stopień utlenienia. Stopień utlenienia jest ilościową charakterystyką stanu atomu pierwiastka w związku.

Stopień utlenienia to warunkowy ładunek atomu w cząsteczce związku chemicznego, obliczony przy założeniu, że wszystkie cząsteczki związku chemicznego składają się z jonów, to znaczy wspólne pary elektronów przechodzą do najbardziej elektroujemnego pierwiastka.

Stopień utlenienia może być ujemny, dodatni lub zerowy. Stopień utlenienia jest oznaczony cyframi arabskimi ze znakiem (+) lub (-) przed liczbą i jest zapisany nad symbolem pierwiastka we wzorze związku chemicznego.

Ujemną wartość stopnia utlenienia przypisuje się atomowi, który przyciągnął do siebie elektrony, a jego wartość, równą liczbie przyciągniętych elektronów, oznacza się znakiem (-).

Dodatnia wartość stopnia utlenienia jest określana liczbą elektronów pobranych z danego atomu i oznaczana znakiem (+).

Przy obliczaniu stopni 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 wynosi(–1);

3) tlen we wszystkich złożonych związkach ma stopień 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 ich związkach charakteryzują się jedynie dodatnimi stopniami utlenienia, w tym metale alkaliczne mają stopień utlenienia (+1), oraz ziemia alkaliczna -

7) suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce wynosi zero, suma stopni utlenienia wszystkich atomów w jonie złożonym jest równa ładunkowi tego jonu.