л.
ж













КЛАСИФІКАЦІЯ ТА
НОМЕНКЛАТУРА
НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
Навчальний посібник
для студентів вищих навчальних закладів
Видання друге, змінене, доповнене
Укладачі: Сегеда А.С., Унрод В.І., Стоєцький А.Ф.
За редакцією Сегеди А.С.
Рекомендовано
Вченою радою Черкаського державного
університету їм.Б.Хмельницького та
Вченою радою Черкаського інженерно-
технологічного інституту
як навчальний посібник
для студентів вищих навчальних закладів
Черкаси
1998
II рочитавши цей посібник, чшпач ознайомиться з сучасною класи
фікацісю неорганічних сполук, назвами і позначеннями неорганічних
сполук, які рекомендує Українська національна комісія з хімічної тер
мінології та номенклатури з неорганічної хімії. В основу такої класи
фікації автори поклали основні категорії хімії: склад, будова, в ласти
вості. Кожний, кто вивчає хімію, побачить, як практично можливо
розглядати питання про генетичний зв'язок між неорганічними спо
луками, зможе перевірити свої знання про неорганічні сполуки, само
стійно виконавши контрольні завдання, які є в кінці кожного розділу,
у чому допоможуть рисунки, схематичні зображення молекул та таб-
лиці, які містить посібник. Читач довідається про поширення різних
неорганічних речовин у природі, про причини надмірного вмісту їх у
навколишньому середовищі та шкоду від них природі і людині.
Наведена сучасна українська хімічна термінологія окрім студентів
також буде корисна вчителям хімії та учням шкіл, ліцеїв, коледжів,
абітурієнтам, працівникам у галузі хімії, хімічної промисловості та
сумісних з ними галузей.
Рекомендовано
Вченою радою Черкаського державного
університету їм. Б.Хмельницького та
Вченою радою Черкаського інженерно
технологічного інституту
як навчальний посібник
для студентів вищих навчальних закладів
Класифікація та номенклатура неорганічних сполук. Навчальний по-
сібник для студентів вищих навчальних закладів. За редакцією А.С.Сегеди.
Видання друге, змінене та доповнене. Укладачі: Сегеда А.С., Унрод В.І.,
Стоєцький А.Ф. - Черкаси, 1998, с.141.
I8ВN 966-7326-05-5
© Сегеда А.С., Унрод В.І., Стоєцький А.Ф., 1998.
2
Від авторів
Відсутність навчальної літератури, яка висвітлювала б питання
систематики та номенклатури неорганічних сполук з використанням
термінів і позначень, рекомендованих Українською національною
комісією з хімічної термінології та номенклатури (УНКоХіТерН), спо-
нукала нас до написання цього посібника.
У посібнику наводиться класифікація більшості неорганічних спо-
лук на основні класи неорганічних сполук, неосновні класи
неорганічних сполук та координаційні сполуки.
До основних класів неорганічних сполук віднесені оксиди (основні,
кислотні, амфотерні), гідроксиди (основні, кислотні, амфотерні) та
солі.
До неосновних класів неорганічних сполук включено великий тип
бінарних сполук Гідрогену з металами, сполук Гідрогену з неметала-
ми У-УІІ груп головних підгруп періодичної таблиці; сполук, які
містять зв’язки неметал-неметал або метал—метал; похідні кислот-
них гідроксидів (кислот) та нетипові сполуки елементів з Оксигеном.
В основу такої класифікації неосновних класів неорганічних сполук
автори поклали склад, будову та властивості цих сполук.
Окремо виділяються координаційні сполуки, їх склад, будова, но-
менклатура, класифікація, способи добування, властивості та засто-
сування.
У посібнику подаються загальні схеми характеристики основних
класів неорганічних сполук.
Для пояснення властивостей неорганічних сполук залучаються су-
часне вчення про будову атома та хімічний зв’язок, висвітлення
матеріалу слідує за логічною схемою: склад — будова — властивості
— добування — знаходження в природі — застосування.
Коротко розглядаються питання захисту навколишнього природ-
ного середовища від шкідливої дії окремих речовин.
Назви неорганічних сполук будуються за міжнародною номенкла-
турою з використанням сучасної української хімічної термінології та
номенклатури з неорганічної хімії, рекомендованої УНКоХіТерН.
Посібник написаний для студентів, але його можуть використовува-
ти і вчителі хімії та учні шкіл, ліцеїв, коледжів, абітурієнти, працівни-
ки у галузі хімії, хімічної промисловості та сумісних з ними галузей.
У додатку 1 до посібника подані систематичні назви кислотних
гідроксидів та їх аніонів із врахуванням рекомендацій державного
стандарту ДСТУ 2439-94 “Елементи хімічні і речовини прості. Терм-
іни та визначення основних понять. Умовні позначення”.
Пропонована систематика неорганічних сполук не охоплює всіх
відомих у хімії сполук і потребує подальшого дослідження. Тому всі
зауваження і пропозиції автори приймуть із вдячністю.
ВСТУП
Класифікація неорганічних сполук грунтується на найпростішій
і сталій у часі характеристиці — хімічному складі. Останній
засвідчує про елементи, які утворюють дану сполуку в їх числово-
му співвідношенні.
Речовини є прості (утворені атомами одного хімічного елемента)
і складні (утворені атомами різних хімічних елементів). Всі складні
речовини називаються хімічними сполуками, оскільки в них атоми
різних хімічних елементів зв’язані між собою хімічними зв’язками.
Класифікація хімічних сполук складалась протягом віків, тому
вона не завжди є вичерпно логічною, а відображає історичний
шлях розвитку науки.
Класифікують неорганічні сполуки за:
1)	відношенням до законів стехіометрії (дальтоніди, бертоліди);
2)	знаком теплоутворення (ендотермічні і екзотермічні);
3)	кількістю та типом хімічних елементів, що входять до скла-
ду сполуки (за складом);
4)	функціональними ознаками тощо.
Але жоден з наведених принципів класифікацій не може пре-
тендувати на вичерпну повноту. Тому користуються кожною кла-
сифікацією там, де розглядають властивості, покладені в основу
певної класифікації.
Найголовнішою є систематика неорганічних сполук за складом,
оскільки склад впливає на будову, властивості, знаходження в при-
роді, добування та застосування сполук. Проте систематика неорга-
нічних сполук за складом є дуже загальною. Тому для повнішого
розрізнення типів неорганічних сгіолук, поряд з класифікацією за
складом, доцільно користуватися поділом їх (у межах певного вели-
кого класу) на групи сполук зі схожими хімічними властивостями в
зв’язку з будовою молекул та кристалічних структур.
За складом неорганічні сполуки поділяються на такі основні
групи:
1)	бінарні (наприклад, МаСІ, два елементи Ма і СІ);
2)	тринарні (наприклад, МаОН, КЬГО3, три елементи в складі
кожної з сполук);
3)	тетрарні (наприклад, КИа8О4, чотири елементи);
4)	пентарні (наприклад, КЬіИаРО4, п’ять елементів).
Найчисельніші бінарні та тринарні сполуки.
Бінарні сполуки можна додатково класифікувати на: гідриди, окси-
ди, пероксиди, супероксиди, халькогеніди, галогеніди, нітриди, карбіди,
фосфіди, силіциди тощо, а також за функціональними ознаками.
4
Бінарні, трипарні і тетрарні сполуки також можна поділити на
кілька додаткових груп за складом та за хімічною природою.
На жаль, науково обгрунтована класифікація неорганічних
сполук поки що відсутня.
Головні неорганічні сполуки систематизовані за певними озна-
ками в класи та групи і розрізняють основні і неосновні класи
неорганічних сполук та координаційні сполуки.
Найважливіші основні класи неорганічних сполук:
1)	бінарні сполуки еле.ментів з Оксигеном - - оксиди (основні,
кислотні, амфотерні);
2)	тринарні сполуки елементів з Гідрогеном та Оксигеном
гідроксиди (основні, кислотні, амфотерні);
3)	солі (тринарні, тетрарні та пентарні сполуки) (додаток 1).
Найважливіші неосновні класи неорганічних сполук:
1.	Сполуки Гідрогену з металами. Бінарні сполуки Гідрогену з
неметалами	груп головних підгруп періодичної таблиці хі-
мічних елементів.
2.	Сполуки, які містять зв’язки неметал-неметал або метал-метал.
3.	Похідні кислотних гідроксидів (кислот).
4.	Нетипові бінарні сполуки елементів з Оксигеном.
Координаційні сполуки.
Проблема класифікації хімічних сполук тісно пов'язана з проб-
лемою хімічної номенклатури їх.
Хімічна номенклатура — це сукупність правил назвоутворен-
ня хімічних сполук, а також самі назви (номени).
Хімічна номенклатура — це система найменувань, це сукупність
назв індивідуальних речовин, їх груп і класів та правил складан-
ня цих назв.
Назва хімічної сполуки — це словесний еквівалент її хімічної
структури. Хімічна назва — це власне ім’я хімічної сполуки.
У неорганічній хімії справжня систематизація правил назвоут-
ворення відбулася лише у 80-х роках XX ст./На міжнародному
рівні правила хімічної номенклатури створюються, періодично
оновлюються і контролюються номенклатурною комісією ШРАС
(Іп^егіїаііопаї Ипіоп оі* Рпге апсі Аррііеб Сйетізігі — Міжнародної
спілки з чистої і практичної хімії). В Україні цими питаннями
займається Українська національна комісія з хімічної терміно-
логії і номенклатури (УНКоХіТерН), створена ]992 року при Київ-
ському національному університеті імені Тараса Шевченка.
о
Основні принципи систематичної номенклатури
1.	В основі систематичної номенклатури лежать певні загальні
правила, які дозволяють утворювати однозначно систематичну
назву сполуки, виходячи з фіксованої структурної формули. За
систематичною назвою сполуки завжди можна відтворити вихід-
ну формулу сполуки.
2.	Систематична номенклатура грунтується на принципі взає-
мооднозначної відповідності. Це означає, що кожній структурній
формулі сполуки відповідає одна і тільки одна систематична на-
зва і навпаки. Синонімія в систематичній номенклатурі є непри-
пустимою.
3.	Систематична назва хімічного елемента узгоджується з на-
звами його сполук, входячи до цих назв з відповідними морфема-
ми (префіксами, суфіксами) і числовими покажчиками.
Систематичні назви науково обгрунтовані.
Ідеальною вважається така номенклатура, яка забезпечує ви-
конання всіх наведених вище принципів і яка може бути присто-
сована до будь-якої мови. Найбільш строгими і послідовними є
загальноприйняті правила систематичної номенклатури ШРАС.
Але й тут трапляються відхилення від указаних принципів.
6
РОЗДІЛ 1. НАЙВАЖЛИВІШІ ОСНОВНІ КЛАСИ
НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
1. ОКСИДИ
Хімічні сполуки, в яких всі атоми Оксигену безпосередньо
зв’язані з атомами електропозитивного елемента і не зв’язані, як
і останні, один з одним, називаються оксидами.
Характерні особливості оксидів:
1) атоми електропозитивного елемента безпосередньо не зв’язані
між собою, мають однаковий ступінь окиснення та валентність;
2) атоми Оксигену теж не зв’язані один з одним і завжди мають
негативний ступінь окиснення, рівний (~2).
Наприклад, у хлор(УП) оксиді С120. два	0	0
атоми Хлору мають однаковий ступінь окис-
нення (4- 7), однакову валентність	"	Ч
(семивалентні) і не зв’язані безпосередньо О — СІ О СІ = О
між собою.	Ц	Ц
Отже, в оксидах є зв’язки Е - О і немає:	0	0
зв’язків Е Е та О - О.
1.1. ФОРМУЛИ ОКСИДІВ
Хімічна формула — це зображення складу речовини за допоімо-
гою символів хімічних елементів, числових індексів і деяких інших
знаків. Символи і систематичні назви хімічних елементів приведені
в періодичній таблиці хімічних елементів Д.І.Менделєєва (дод.2).
У формулах оксидів на першому місці завжди записують сим-
вол електропозитивної частини оксиду, на другому — електроне-
гативної частини, тобто оксид-іон.
Отже, функціональною ознакою оксидів є наявність в їх складі
оксид-іона ( 8О2 ), електронна формула якого така: 1з22з22р6. Як видно
в оксид-іоні зовнішній електронний рівень (Ь--шар) восьмиелек-
тронний, завершений або благородногазовий.
При складанні формул оксидів виходять із значень ступенів окис-
нення атомів електропозитивного елемента та Оксигену або їх ва-
лентностей. Правильно складена формула оксиду завжди має суму
ступенів окиснення всіх атомів електропозитивного елемента, рівну
сумі ступенів окиснення зв’язаних з ним всіх атомів Оксигену.
Наприклад, А12О3 ((Н-3) • 2 = 4-6; (-2) • 3 = -6); Ка2О (+2; -2);
Мп2О7(4 14; -14).
1.2. СХЕМАТИЧНЕ ЗОБРАЖЕННЯ БУДОВИ ОКСИДІВ ЗА
ДОПОМОГОЮ СТРУКТУРНИХ ФОРМУЛ
Структурні формули показують послідовність розміщення (спо-
лучення) атомів елементів та їх стехіометричну валентність у моле-
кулі. У структурних формулах атоми елементів, які входять до
складу молекули, зображуються символами хімічних елементів, а
хімічні зв’язки між окремими парами атомів — таким числом
валентних ліній, яка кратність відповідного хімічного зв’язку.
Наприклад, структурна формула карбон(ІУ) оксиду СО така:
О = с = О.
Структурні формули оксидів застосовують для схематичного
зображення окремих ізольованих молекул і записують, дотриму-
ючись правила валентності атомів елементів та Оксигену; якщо
число атомів Оксигену непарне, то один з його атомів є містковим.
Наприклад, СЦО3, О = СІ - О - СІ = О. Особливість написання
структурних формул оксидів у тому, що атоми електропозитивно-
го елемента безпосередньо не зв’язані один з одним.
' 1.3. НОМЕНКЛАТУРА ОКСИДІВ
Номенклатура оксидів, як і інших неорганічних хімічних спо-
лук, розвивалась і складалась з нагромадженням фактичного мате-
ріалу. Спочатку, Коли було відомо небагато оксидів, широко вико-
ристовувались тривіальні несистематичні, науково необгрунтовані
назви, які не відображали складу, будови та властивостей оксидів.
Наприклад, гльот (РЬО), палена магнезія (М&0), білий миш’як
(Аз2О3) тощо.
На зміну тривіальній номенклатурі прийшла напівсистематична,
коли стали вказувати число атомів Оксигену. З’явились назви:
закис — для більш низьких (Н&20, ГеО) і
окис — для біліьш високих ступенів окиснення (И2О5, Н^О, Ре2О3)
атомів електропозитивного елемента.
Як і інших хіміічних сполук, побудова хімічних формул і назв
оксидів визначається системою номенклатурних правил.
ІІІРАС вказує, що ноіменклатура оксидів повинна відображати
їх склад і характер. Негативні ознаки, які виражаються, наприк-
лад, словом “ангідрид” і т.ін., не повинні мати місця в назвах
оксидів. Назви оксидів також не повинні відображати агрегатний
стан оксидів, наприклад, сірчистий газ тощо.
Комісія ШРАС при створенні міжнародної номенклатури ви-
магає, щоб порядок утворення назв сполук відповідав формульно-
му запису сполук^, тобто назва аніона йшла за назвою катіона.
8
Тому УНКоХіТерН, а також Термінологічна комісія щодо право-
г.ису систеїматичних назв хімічних сполук і тих термінів, які про-
понується ввести до застосування, вже тепер рекомендують в
учбовій хімічній літературі переходити на міжнародно прийняту
систему номенклатурних правил.
Назви оксидів можна будувати такими способами:
1)	за допомогою грецьких числових префіксів або числових
.множників (множних префіксів): моно- (ген-), ди— (ді- ), три-,
тетра-, пента-, гекса~, гепта-, окта-, нона-, дека-, ундека- (ген-
дека-), додека- і т.д., закінчення завжди зберігається);
2)	за допомогою числа Штока (вказується ступінь окиснення
атома елемента, який утворює оксид);
3)	за допомогою числа Еванса-Бассета (вказується заряд йона).
НАЗВА ОКСИДІВ ЗА ДОПОМОГОЮ
ГРЕЦЬКИХ ЧИСЛОВИХ ПРЕФІКСІВ
Називається:
а)	числовий префікс атома електропозитивного елемента-катіона;
б)	систематична назва атома електропозитивного елемента-катіо-
на в називному відмінку;
в)	числовий префікс атома Оксигену-аніона;
г)	додається назва аніона-оксид.
Наприклад,
Сг2О3 — дихром триоксид;
С12О5 — дихлор пентаоксид;
Мп2О7 — диманган гептаоксид;
8Ь2О3 — дистибій триоксид;
Ві2О3 — дибісмут триоксид.
Числовий префікс моно-, звичайно, опускається, за винятком
тих випадків, коли назва стає неоднозначною.
Наприклад,
СО — карбон монооксид, вуглець монооксид;
N0 — нітроген монооксид, азот монооксид;
РЬО — плюмбум монооксид;
8пО — станум монооксид.
Можна називати оксиди, використовуючи грецький числовий
префікс гемі- (напів-) та латинський сескві- (півтора-).
Наприклад,
Ма2О — натрій геміоксид, натрій напівоксид;
А12О3 — алюміній сесквіоксид, алюміній півтораоксид;
8Ь2О3 — стибій сесквіоксид, стибій півтораоксид;
Т^90г — нітроген геміпентаоксид, азот геміпентаоксид.
НАЗВА ОКСИДІВ ЗА ДОПОМОГОЮ ЧИСЛА ШТОКА
Називається:
а)	систематична назва атома електропозитивного елемента-катіона;
б)	ступінь окиснення атома електропозитивного елемента — чис-
ло Штока (вказується в дужках римською цифрою при написанні);
в)	додається назва аніона~оксид.
Наприклад,
Сг„О3 — хром(ІІІ) оксид;
С12О5 — хлор(У) оксид;
Мп2О7 — манган(УІІ) оксид;
8Ь2О3 — стибій(ПІ) оксид.
Вищий позитивний ступінь окиснення атома елемента дорівнює
номеру групи періодичної таблиці хімічних елементів (ПТХЕ), в
якій стоїть цей елемент. Наприклад, формули вищих оксидів
елементів третього періоду ПТХЕ Д.І.Менделєєва такі:
Ма2О, М£0, А12О3, 8іО2, Р2О5, 8О3, С12О7.
Якщо атом елемента проявляє сталий ступінь окиснення, еле-
мент утворює лише один оксид, або єдиний оксид у звичайній
валентності, то в назві оксиду можна не вказувати число Штока
(ступінь окиснення). Назву його складати лише з назви елемента
та слова “оксид”.
Наприклад,
Ма2О— натрій оксид;
ВеО — берилій оксид;
СаО — кальцій оксид.
НАЗВА ОКСИДІВ ЗА ДОПОМОГОЮ
ЧИСЛА ЕВАНСА-БАССЕТА :
Сг2О3 — хром(3+) оксид;
ГО — ферум(2-г) оксид;
Си2О — купрум(1+) оксид;
тобто вказується заряд йона електропозитивного елемента.
1.4.	КЛАСИФІКАЦІЯ ОКСИДІВ
Класифікація оксидів складалася протягом століть, тому вона
відображає історичний шлях розвитку науки і не завжди є вичер-
пною. Оскільки основними категоріями хімії є склад, будова і
властивості, то оксиди можна ділити за:
1)	складом,
2)	будовою,
3)	властивостями.
10
За складом оксиди ділять на оксиди металів і оксиди неметалів.
За будовою оксиди ділять на оксиди молекулярної(наприк-
лад, С02) і немолекулярноі (наприклад, Ьі2О, СаО) структури.
За властивостями оксиди поділяють на основні, кислотні та
амфотерні (кислотно-основні). В основі такого поділу оксидів ле-
жить відмінність властивостей утворених ними гідроксидів та со-
лей (таблиця 1). Всі ці оксиди ще називають солетвірними.
Таблиця 1
Хімічний характер оксидів та гідроксидів
Ступінь * окиснен- ня атома елемента	Фор- мула окси- ду	Характеі>- ІІІІЙ тип гідрокси- ду	Хімічний характер оксиду та гідроксиду		
			основний	амфотерний	КИСЛОТНИЙ
І	Е,О	Е(ОН)	Ьі. N3, К, ЯЬ, (X (Си)* (А§), (Аи), Н& ТІ	—	Е, СІ, Вг, І
П	ЕО	Е(ОН),	М§, Са, 8г, Ва, Сф (Н£) V Сг, Міх Ее, Со, N1	Ве, Хп, Си, Се, 8п, РЬ	—
ш	ЕРз	Е(ОН)3 ЕО(ОН)	Ба, ТІ, Ві, V Мп	А1, Аи, (За, Іп, 8с, V Аз, 8Ь, Сг, Ге	в. Ч р
IV	ЕО,	Е(ОН)4 ЕО(ОН)2	—	Се, 8п, РЬ, Ті, Хг, НЕ V Мп, К.е	С, 8і, 8, 8е, Те
V	ЕД	ЕО(ОН)3 ЕО2(ОН)	—	ІЧЬ, Та	N. Р, у Аб, 8Ь, СІ, Вг, І
VI	Е03	ЕО2(ОН)2		—	8, 8е, Те, Сг, Мо, V/, (Мп), Ве, (Ее)
VII	ЕД	ЕО3(ОН)	—	——	СІ, Вг, І, Мп, Тс, Ве
* У дужки взяті елементи, гідроксиди яких не виділені.
Можна класифікувати оксиди також за агрегатним станом і
відношенням до води.
11
1.4.1. ОСНОВНІ ОКСИДИ
Основними називають такі оксиди, яким відповідають основні
гідроксиди основи. Наприклад, Ьі2О, СаО, ВаО, N10 — основні
оксиди, оскільки їм відповідають основні гідроксиди ЬіОН, Са(ОН)„
Ва(0Н)2, №(0Н)2.
Основні оксиди утворюють хімічні елементи-метали в низьких
ступенях окиснення атомів ( —1, -г2). Це лужні, лужноземельні,
Магній, Ферум, Манган, Нікол та ін. елементи. З підвищенням сту
пеня окиснення атома елемента-металу основні властивості оксидів
слабшають, а кислотні — посилюються.
Наприклад, МпО — основний, Мп02— проявляє кислотно-основні
властивості, а Мп2О7— кислотний оксид.
Чому із збільшенням ступеня окиснення атома елемента спо-
стерігається зміна характеру властивостей його оксидів?
Зміна хімічного характеру оксидів для одного й того ж самого
елемента пояснюється збільшенням заряду йона і зменшенням
радіуса йона у міру того, як збільшується ступінь окиснення ато-
ма елемента. А це в свою чергу веде до зміни типу хімічного зв’яз-
ку Е - О від йонного до полярного ковалентного. Тому оксиди, в
яких ступінь окиснення атома елемента металу нижчий — основні,
вищий — кислотні, проміжний — амфотерні.
У межах одного й того ж періоду з ростом заряду ядра атомів
елементів характер властивостей вищих оксидів елементів зміню-
ється в такому ж напрямі, тобто від основних через амфотерні до
кислотних. Наприклад,
II період:	Ьі20 — основний, ВеО — амфотерний, В2О3, СО2,
М20Г)— кислотні оксиди.
III період:	Ма20, М§0 — основні, А12О3— амфотерний, 8іО2,
Р2О5, 8О3, С12О7 — кислотні оксиди.
У великих періодах, наприклад, IV, у межах періоду з ростом
заряду ядра атомів елементів двічі спостерігається зміна характе-
ру оксидів від основних (К20, СаО, Си2О (ступінь окиснення атома
Купруму дорівнює номеру групи) через амфотерні (8с2О3, ТіО2, 2п0,
Са90„, Се09) до кислотних (У90г, СгО , Мп О., Аз 0г, 8е0 ).
їй'	І' ’ '	' І і)	й'	І < '	£ О	<5
Бром(УІІ) оксид не відомий.
Аналогічна закономірність спостерігається в елементів V та VI
періодів:
V період: ВЬ2О, 8г0, У2О3, А^20, СсІО — основні,
2г09, МЬ9Ог, іп90„, 8п0 — амфотерні,
8Ь90г, Мо0„, ТеО„, Тс9О_, 10..— кислотні оксиди.
4 и	о	о	4 і 4 і
12
VI періо~: Сз О, ВаО, Ба О , Аи90„, Н^О, Т190,.— основні,
НГОО, Та90г, Аи,.С) , РЬ09 - амфотерні,
\УО , Ке СБ— кислотні оксиди.
ВІ2О5 — кислотний оксид не одержано, хоч відомі солі його
гідроксиду, зокрема, натрій триоксобісмутат(У) МаВіО3.
Чому у межах періоду спостерігається зміна хімічного характеру
вищих оксидцв елементів? Причиною є характер хімічного зв’язку
елемент-Оксиген (Е - О), його зміна в межах періоду від йонного
зв’язку до ковалентного полярного зв’язку. Тип хімічного зв’язку
залежить від будови атома елемента Е, природи атома Е, радіуса
йона і заряду йона. Типові елементи-метали хмають великий радіус
нона і малий заряд, тому утворюють оксиди з йонним зв’язком.
У межах періоду заряд ядра атомів елементів Е зростає, радіус
йона зменшується, а заряд йона зростає, тому металічні властивості
елементів Е слабшають і посилюються неметалічні. Внаслідок цього
у сполуках Е - О спостерігається перехід від йонного зв’язку до
ковалентного полярного з поступовим зменшенням ступеня
полярності хімічного зв’язку.
Про тип хімічного зв’язку можна робити висновок на основі
порівняння величин відносної електронегативності (ВЕН) атомів
елементів, які утворюють цей хімічний зв’язок. Зокрема для ок-
сидів: на основі різниці у відносній електронегативності атомів
елементів, які утворюють хімічний зв’язок Е - О. Відомо, якщо
АВЕН (А — Б) = 0 — ковалентний неполярний зв’язок;
АВЕН (А - Б) = 0-1.9 — ковалентний полярний зв’язок;
АВЕН (А — Б) = 1.9-3.24 — йонний зв’язок.
Як приклад розглянемо зміну ступеня полярності хімічного
зв’язку Е - О в оксидах елементів ІП періоду. Для цього порівняємо
різницю в відносній електронегативності (АВЕН) атомів елементів
цього періоду, які утворюють хімічний зв’язок з атомами Оксигену:
АВЕН ( Иа - О ) = 3.50-1.01 = 2.49
АВЕН ( М£ - О ) = 3.50-1.23 = 2.27
АВЕН ( А1	- 0 ) = 3.40-1.47 = 2.03
АВЕН ( 8 і	- 0 ) = 3.50-1.74 = 1.76
АВЕН ( Р	- 0 ) = 3.50-2.10 = 1.40
АВЕН ( 8	- О ) - 3.50-2.50 = 1.00
АВЕН (СІ - О ) = 3.50-2.83 = 0.67
На основі зміни АВЕН (Е - О) можна зробити висновок, що від
Натрію до Хлору характер хімічного зв’язку в оксидах змінюється
від йонного (в крайньому випадку сильно полярного) до слабкоио^
лярного ковалентного зв’язку. Це веде до зміни характеру хімічних
13
властивостей оксидів: від основних через амфотерні до кислотних.
Поява амфотерних властивостей оксидів вдруге у межах велико-
го періоду, очевидно, пояснюється завершенням забудови (п-1)<і-
підрівня і початком забудови пр-підрівня.
У межах груп періодичної таблиці Д.І.Менделєєва теж спо-
стерігається зміна характеру утворених оксидів, а саме: із збільшен-
ням протонного числа елемента в межах підгруп основні влас-
тивості відповідних оксидів наростають. Така закономірність спо-
стерігається, наприклад, в елементів III групи головної підгрупи
(В2О3— кислотний,
А1о0„, СхаоО„ та ІпоО_ — амфотерні,
Т12О3 — основний)
чи в підгрупі Скандію
(8с2О3, ¥2О3— амфотерні,
Ьа2О3— основний).
Закономірність у зміні характеру оксидів властива і елементам
IV групи, які утворюють оксиди кислотного (С02, 8іО2) та амфо-
терного характерів головна (С-еО2, 8пО2, РЬО2) і побічна (ТіО2, 2гО2,
ШО2) підгрупи, тобто в межах підгрупи основний характер оксидів
посилюється.
Чому у межах груп періодичної таблиці хімічних елементів спо-
стерігається така закономірність у зміні характеру властивостей
оксидів?
У межах груп із зростанням заряду ядра атомів елементів Е
заряд йона не змінюється, а радіус йона збільшується, оскільки
збільшується число квантових шарів або енергетичних рівнів. Тому
зв’язок Е - О послаблюється, тобто стає більш полярним (або йон-
ним) і основні властивості оксидів у межах підгруп наростають.
Цей висновок підтверджує також хід зміни АВЕН (Е - О) у
межах підгрупи, наприклад, другої групи головної підгрупи:
АВЕН (Ве - О) = 3.50-1.47 = 2.03
АВЕН (Ми - О) = 3.50-1.23 = 2.27
АВЕН (Са - О) = 3.50-1.04 = 2.46
АВЕН (8г - О) = 3.50-0.99 = 2.51
АВЕН (Ва - О) = 3.50-0.97 = 2.53
ВЛАСТИВОСТІ ОСНОВНИХ ОКСИДІВ
Більшість основних оксидів — це переважно тверді, кристалічні
речовини. У вузлах кристалічної структури (йонного типу)
розміщені йони елементів-металів, які досить міцно зв’язані з
оксид-іонами О2 . Тому кристалічні структури більшості основ-
них оксидів мають високі міцність, температури плавлення і
кипіння, нелеткі, стійкі до нагрівання, тобто не розпадаються при
14
нагріванні. Але деякі основні оксиди при нагріванні розклада-
ються (наприклад, діаргентум оксид, меркурій(ІІ) оксид, оксиди
благородних металів), що можна використати в лабораторії для
одержування кисню. Наприклад:
і
2Н£О~^ 2Н& + 02
Лише оксиди лужних і лужноземельних металів розчиняються у
воді й утворюють розчинні у воді основні гідроксиди — основи, луги:
Ма О + Н О 2ИаОН	СаО 4- Н9О Са(ОН)9
Остання реакція лежить в основі одержання вапняної води. Деякі
основні оксиди не розчиняються у воді, але безпосередньо сполуча-
ються з водою, утворюючи нерозчинні у воді основні гідроксиди:
МиО + Н20	М§(ОН)2	Ьа2О„ + ЗН2О -> 2Ьа(ОНк
Основні оксиди вступають у реакції з кислотними гідроксидами
та сполуками, водні розчини яких мають кислотну функцію, ут-
ворюючи солі або солеподібні сполуки, наприклад:
СаО + 2НМ)Ч	Са(МО ) + Н90
О	О'	с
СаО + 2НС1 -> СаСІ, + Н,О
Реакції з кислотними оксидами, звичайно, проходять при
нагріванні і краще всього відбуваються з силіцій(ІУ) оксидом, як
не летким, тоді як кислотні оксиди, які утворюють інші елемен-
ти, леткі, тому^при нагріванні випаровуються:
М&0 + 8ІО2”» М£8іО3
Основні оксиди при нагріванні реагують з амфотерними оксидами:
і
СаО(к) Н- 2пО(к) —» Са2пО2 (к)
сплавляються з гідроген-солями:
і
МзО + 2КН8О. -> М&80 4- К980. + Н90
(хоч з розчинами гідроген-солей не взаємодіють), а також вступа-
ють у реакції окиснення-відновлення:
І	і
РеО + С0-» Ге + С09	МпО + С0~> Мп + С09
Останні реакції застосовують у металургії. Основні оксиди не
взаємодіють між собою.
ОДЕРЖУВАННЯ ОСНОВНИХ ОКСИДІВ
1.	Окиснення металів:
і
2М£ -4 02 2МзО
15
(Цей метод не можна застосовувати для лужних (утворюють перо*
ксиди, за винятком літію) і благородних (А&, Аи, Рі; не окиснюють-
ся) металів, заліза та алюмінію (утворюють щільні оксидні плівки).
2.	Окиснення сульфідів (випалювання сульфідів):
2Си„8 т ЗО9Д 2Си9О 4- 2809
(за винятком сульфідів активних металів (окиснюються до сульфатів)
та аргентум(І) і меркурій(П) сульфідів, які утворюють вільні метали).
3.	Термічний розклад основних гідроксидів (основ):
і
М£(ОН)2-» МзО 4- н о
(Цим методом не можна одержувати оксиди лужних металів і з
трудом можна добути оксиди лужноземельних металів, оскільки
розклад їх гідроксидів відбувається за досить високих температур).
4.	Термічний розклад середніх та основних солей (гідроксидосолей):
і	і
СаСО3 -» СаО + С02	(М§ОН)2СО3-> 2М$0 + С02 + Н20
(Цим методом не можна одержувати оксиди лужних і благо-
родних металів, оскільки солі лужних металів при нагріванні не
розкладаються, а оксиди малоактивних чи благородних металів
самі розкладаються при нагріванні).
5.	Взаємодія солей деяких металів з лугами:
Н£(МО3)2 + 2МаОН -> Н£0 4- 2МаМО3 + Н20
6.	Відновлення або дисмутація (самоокиснення-самовідновлен-
ня) пероксидів:
і
Ма909 + 2Ма -> 2Ма90	2ВаО9-» 2ВаО + 09
1.4.2. КИСЛОТНІ ОКСИДИ
Оксиди, водні сполуки яких кислотні гідроксиди, називають
кислотними. Наприклад:
СгО„ 4- Н90 Н9СгО.	С190, + Н90 -» 2НС1О.
Отже, кислотним оксидам відповідають кислотні гідроксиди.
Кислотні оксиди утворюють всі неметали (крім Флуору і благо-
родних газів Не, Ме, Аг, Кг) та метали вставних декад у високих
ступенях окиснення, наприклад, 4-5, 4-6, 4-7: У2О5, Мо03, Мп2О7.
ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТНИХ ОКСИДІВ
Кислотні оксиди за звичайних умов тверді (8і09, Р9ОГ, У90_),
рідкі (С190^, Мп9О.) або газоподібні (С09, 809) речовини з ковален-
тним полярним або слабкополярнйм хімічним зв’язком.
16
Більшість кислотних оксидів миють такі властивості:
безпосередньо сполучаються З ВОДОЮ» утворюючи КИСЛОТНІ І’І.'іро
і. йди кислочи:
8Оз •• Б „О  > Б Я)і
(виняток: 8і()„. ТеОґ., МоО.., \¥О.);
при нагріванні реагують з основними оксидами:
80. - СаО » (’аНО,
з амфотерними оксидами чи гідроксидами:
380., 4- А12()., -» АІ2(8О4)3	8О3 4- 211(011).,21130., - Н-°
з основними гідроксидами (при спіканні або у водних розчинах):
/
8І0, (к) - Са(ОН), (к)~> Са8іО;. (к) > Б/)
СО2 (г) - КаОН(р) МаНСО,. (р)
(Отже, кислотні (як і основні) оксиди зберігають солетвірні
властивості відповідних гідроксидів при взаємодії з протилежними
за властивостями оксидами чи гідроксидами)
та вступають у реакції окиснення "відновлення:
і '	і
СО, -ь С-* 2С0	СО2 й 2Ми ->С	2М^0
8О2 4- 2Н28 -> 38 - 2Н2О
Деякі кислотні оксиди можуть взаємодіяти з речовинами, які у
водних розчинах мають кислотні властивості і які не містять ато
ми Оксигену, утворюючи не солі, а координаційні сполуки — сильні
кислоти:
8і0 : 6НЕ - о Б9|8іБ\] - 2Н,()
ОДЕРЖУВАННЯ кислотних оксидів
1.	Окиснення неметалів або їх оксидів у нижчих ступенях окис
нення:
і	1
4Р - 50, -» 2Р..0.	280 - О, Я 28Оч
2	2	>	і	с	о
2.	Випалювання сульфідів, фосфідів:
/
2/и8 4 ЗО2 --> 2Хи() і- 28О2
3.	Окиснення сполук неметалів з Гідрогеном:
СН, г 20, -> 00, ‘ 2Н,0
4	2	2
4.	Розклад кислотних гідроксидів або дегідратація їх:
2НУО,4у„О. Н,О 2НСІ0, - Р,0. 2НРО, і 01,0
.•>	2	:•	2	І	2	’>	”	•
(Ступінь окиснення атома елемента Е не змінюється при переході
від гідроксиду до його оксиду).
5.	Термічний розклад середніх солей кислотних гідроксидів:
СаСОи - -> СаО 4- СО2
6.	Витіснення з солей одних оксидів іншими, менш леткими
(при нагріванні):
СаСО., - 8ІО, -> Са8іО, -* СО,Т
СаТРОХ 4- 38ІО Д ЗСа8іО 4- Р90
7.	Взаємодія кислотних гідроксидів — кислот — окисників за
атомом кислототвірного елемента з неметалами:
С 2Н 80 (конц.) С09 4- 280 4 2Н9О
Отже, кислотні і основні оксиди зберігають властивості утво-
рювати солі відповідних їм гідроксидів при взаємодії з протилеж-
ними за властивостями гідроксидами або між собою.
1.4.3. АМФОТЕРНІ ОКСИДИ
Оксиди, водні сполуки яких амфотерні гідроксиди, називають-
ся амфотерними. Залежно від умов реакції амфотерні оксиди про-
являють властивості як основних, так і кислотних оксидів, тобто
мають подвійний хімічний характер. Наприклад:
і
2п0(к) - 8О3 (к)	2п8О4 (к)
2пО(к) 4- Н28О4(р)	2п8О4 (р) 4- Н20 (р)
і
2п0(к) 4- Ка О(к) Иа 2пО (к)
І
2пО(к) 2МаОН (к) -> Ка22пО2 (к) Н2О (г)
2п0(к) 4- 2МаОН(р) 4- Н9О(р) -> Иа9[2п(0Н) 1(р)
Отже, цинк оксид, реагуючи з кислотними оксидами чи гідро-
ксидами проявляє основні властивості і утворює сіль цинк(2-Н)~іона,
а в реакціях з основними оксидами чи гідроксидами проявляє влас-
тивості кислотного оксиду, утворюючи при сплавленні в твердому
стані діоксоцинкати(2~) Ма92пО2 (Ма2О-2пО), а в розчині при дії лугів
на цинк оксид — тетрагідроксоцинкати(2-).
У реакціях з кислотними оксидами чи гідроксидами елемент
Цинк проявляє властивості металу і входить до складу електропо-
зитивної складової частини формули солі (2п21), а в реакціях з
18
(^повними оксидами чи гідроксидами - - властивості неметалу і
входить до складу електронегативної складової частини формули
( К'ІІ (2иО22 або [Хп(ОН)Д2 ).
Отже, амфотерні оксиди утворюють оксосолі і гідроксосолі.
Елементи, які проявляють у сполуках металічні і неметалічні
властивості, називаються амфотерними. Це: Ве, А1, Са, Се, Ви,
РЬ, Сг, 2п, Ди та ін. Ці елементи утворюють амфотерні оксиди.
Якщо амфотерний елемент з Оксигеном утворює кілька оксидів
з різними ступенями окислення атома електропозитивного еле-
мента, то амфотерні властивості оксидів будуть залежати від ве-
личини ступеня окислення атома елемента. Зокрема, в оксидів з
низькими ступенями окиснення атома елемента спостерігається
переважання основних властивостей. Наприклад, СгО ...хром(ІІ)
оксид — основний.
В оксидів з найвищими ступенями окиснення атома елемента
переважають кислотні властивості. Наприклад, СгО -- хром(УІ)
оксид — кислотний, Аи2О3— аурум(ІІІ) оксид • — кислотний оксид.
Для оксидів з проміжним ступенем окиснення атома електро-
позитивного елемента характерні амфотерні властивості. Напри-
клад, Сг2О3 — хром(Ш) оксид.
Причиною такої зміни властивостей оксидів одного й того ж
хімічного елемента є зменшення радіуса йона елемента із збільшен-
ням ступеня окиснення Е та зміна характеру хімічного зв’язку Е-0
від йонного до ковалентного слабкополярного.
ВЛАСТИВОСТІ АМФОТЕРНИХ ОКСИДІВ
Амфотерні оксиди за звичайних умов тверді речовини з кова-
лентним полярним хімічним зв’язком. Кристалічні структури де-
яких оксидів (наприклад, кристалічні А12О3, Сг2О3) такі міцні, що
навіть хімічні реагенти не взмозі зруйнувати їх, оскільки реакції
можуть відбуватися лише з верхніми шарами йонів, і енергії, яка
виділяється в реакціях таких оксидів, недостатньо для зруйну-
вання кристалічної структури.
Амфотерні оксиди безпосередньо з водою не взаємодіють.
Реагують з кислотними гідроксидами та оксидами:
і
ХпО 4- 2НЬГО3 7п(ЬГО3)2 4 Н20 37пО " Р2О5 2п3(РО4)2
з основними гідроксидами та оксидами:
2п0 4- 2№аОН 4 НО ^9[7ш(ОН) 1
£	4
2пО Ка2О Ка22пО2
19
а також при сплавленні з солями кислотними або лужними (содо
вими) плавамп:
і
Сг,,О, -г ЗК28„О.	-» Сг (80 ) • ЗК.8О
4	0	4	4 І	4 3 4	1 •*>	4	4
(кислотний)
сг о К,СО.. Д К,Сг О ~ СО,
(лужний)	К2С) • Сг2О3
Останні дві реакції застосовують для одержування розчинних
сполук хрому(ПІ).
В амфотерних оксидах по-різному виражений кислотно-основ-
ний характер. Наприклад, у 2пО — кислотні і основні властивості
виражені приблизно однаково, в Ге2О3 — переважають основні
властивості, 8пО2 — переважає кислотний характер. Тому деякі
амфотерні оксиди взаємодіють між собою (наприклад, 2пО з А12О3),
що пояснюється переважанням в одних оксидів основних власти-
востей (2пО), а в інших — кислотних (А1 О ):
і	2
2пО + А19О3 - 2п(А10 )
4	0	4 4
ОДЕРЖУВАННЯ АМФОТЕРНИХ ОКСИДІВ
1. Термічний розклад амфотерних гідроксидів:
2А1(ОН)34 аі2о3 - ЗН2О
2. Термічний розклад солей амфотерних гідроксидів:
і
А1 (80 ) —> А19О3 4- 380
4	 О	4	«-•	О
3. Випалювання сульфідів:
і
2РЬ8 4- ЗО9 -> 2РЬ0 4- 28О9
4	4
І
22п8 4- ЗО9 -> 22пО 4- 28О9
2	2
4. Окиснення металів:
і
22п 4 О9-^ 22пО
Зміна хімічного характеру оксидів -- від основного через амфо-
терний до кислотного — відображає закономірність зміни власти-
востей елементів. Відомо, що не можна провести різкої межі між
елементами-металами і елементами-неметалами. Це проявляється
і у властивостях оксидів: основні оксиди утворюють елементи-ме-
тали, а кислотні — переважно елементи-неметали. На основі
хімічного характеру оксидів можна робити висновок про мета-
лічністьчи неметалічність елемента, який утворює цей оксид. Отже,
класифікація оксидів на основні, кислотні і амфотерні зумовлена
властивостями хімічних елементів, які їх утворюють.
20
1.5. ОКСИДИ В ПРИРОДІ
Більшість металічних руд містять у своєму складі оксиди металів
(Ее2О3, А12О3, МпО2 тощо). З оксидів неметалів найпоширенішим у
природі є 8іО2. У повітрі є СО2 як продукт дихання живих організ-
мів. Крім того С02 і 8О2 поступають в атмосферу за рахунок техно-
генної діяльності людини.
С02 і 8О2, як основні продукти згорання органічної викопної си-
ровини, сильно забруднюють навколишнє середовище. У масшта-
бах планети щороку ТЕЦ, ТЕС, ГРЕС викидають карбон(ІУ) оксиду
більше 400 млн. тонн, сульфур(ІУ) оксиду — більше 100 млн. тонн.
Вміст СО2 в природі істотно залежить від кількості палива, яке
спалюють (вугілля, газ, бензин) промислові підприємства та авто-
транспорт.
Всі процеси згорання з участю вуглецевого палива є джерела-
ми надходження СО2 в атмосферу, який до недавня не відносили
до забруднюючих речовин. При цьому вважали, що СО2, який ут-
ворюється при згоранні, засвоюється і перетворюється рослинами
в процесі фотосинтезу. Але рівень концентрації СО2 в порівнянні з
минулими століттями неухильно росте, досягає приблизно 10%
перебільшення порівняно з концентрацією СО2 в атмосфері віддале-
них від промислових районів. Фактично це перебільшення відпо-
відає приблизно половині СО2, який утворюється при згоранні
викопного палива. Промисловість усіх країн світу викидає в ат-
мосферу щороку СО2 масою 6 млрд. т.
Половина СО2, який поступає в атмосферу, затримується в ній,
а половину СО2 поглинає Світовий океан і рослинність.
СО2 істотно впливає на тепловий баланс Землі. Він пропускає
більшу частину сонячного випромінювання, але непроникливий
для інфрачервоного та теплового випромінювання поверхні Землі.
Не даючи цьому випромінюванню вийти за межі земної атмосфе-
ри, СО2 діє як скло або поліетиленова плівка в парнику, створюю-
чи для Землі парниковий ефект. Останнє спричиняє значну зміну
атмосферної циркуляції і умов зволоження грунту і, як наслідок
цього — сильне зміщення зон, оптимальних для землеробства чи
інших видів господарської діяльності, що, в свою чергу, торкнеть-
ся життєвих інтересів мільярдів людей. Антропогенне потепління
може стати причиною таяння полярного льоду і підвищення се-
реднього рівня Світового океану.
Основними шляхами відвернення підвищення концентрації СО2
в атмосфері і захисту навколишнього середовища є зменшення
масштабів спалювання органічного палива, вловлювання СО2, збе-
реження лісів, зупинення процесів, які ведуть до зниження кон-
центрації органічної речовини (гумусу) в грунті тощо.
21
Основними джерелами розчиненого СО2 у воді є дихання вод-
них мікроорганізмів, процеси розкладу органічних речовин при
їх окисненні, бродінні, гнитті; виділення СО2 в геохімічних про-
цесах, поглинання С02 з атмосфери, оскільки в повітрі масова
частка С02 складає 0.03%.
Розчинність СО2 у воді поряд з киснем має найбільше значення.
Процеси окиснення, дихання і фотосинтезу визначають взаємозв’я-
зок між вмістом у воді О2 і СО2. Але розчинений у воді СО2 прино-
сить і велику шкоду, оскільки сприяє корозії металів і бетону.
8О2 завжди присутній в атмосфері в таких низьких (фонових)
концентраціях, які безпечні для людини. Утворюється він в ре-
зультаті природних процесів та з антропогенних джерел. Але в дея-
ких випадках 8О2 виділяється геотермальними джерелами, тоді
спостерігається висока концентрація цього газу в природному сере-
довищі, тобто забруднення навколишнього середовища, оскільки 8О2
належить до числа найбільш небезпечних забруднювачів атмосфе-
ри. Збільшенню концентрації 8О2 в повітрі сприяють і промислові
викиди 8О2. Основні джерела забруднення атмосфери 8О2: енергетичні
установки, підприємства кольорової металургії і виробництва
сульфатної(УІ) кислоти (Н28О4). Менш істотні викиди підприємств
чорної металургії і машинобудування, вугільної, нафтопереробної
промисловості, виробництва суперфосфату, транспорту. Викиди 8О2
забруднюють повітря на значні віддалі від джерела (більше 1000 км).
8О2 вважається однією з основних діючих частин “токсичних туманів”
і одним з активних компонентів формування смогу.
8О2 може порушити вуглеводний І білковий обіМІН, сприяє утворен-
ню метгемоглобіну, зниженню імунозахисних властивостей організму.
Значні кількості 8О2 у повітрі обумовлюють кислотні опади,
тобто опади, рН яких менше 5.6 внаслідок розчинення в атмос-
ферній волозі викидів 8О2. Кислотні опади мають як пряму по-
шкоджуючу дію на біоту, так і побічну, закислюючи грунти і во-
доймища.
Причинок^ кислотних дощів є також реакція
80. + Н9О Н 80
8О3 утворюється при окисненні 8О2 в атмосферних умовах.
Наслідки кислотних дощів разючі. Вмирають озера разом з їх
мешканцями, спостерігається вимирання водних організмів внаслі-
док підвищення кислотності водоймищ.
Встановлено, що при закисленні грунту понижується доступ-
ність для рослин поживних елементів і родючість грунту, змен-
шується швидкість розкладу органічних залишків, оскільки для
життєдіяльності більшості бактерій і грибів треба нейтральне се-
редовище, знижується продуктивність азотофіксуючих бактерій
22
(при рН 2.5 азотобактер гине), що веде до обмеження надходжен-
ня Нітрогену в рослини і гальмування їх росту.
Зміна структури грунту (зниження грануляції, злипання час-
тинок, ущільнення грунту і різке зменшення повітропроникливзсті)
негативно впливає на функціонування кореневої системи рослин.
У кислому грунті посилюється рухливість важких метал-іонів,
тому вони нагромаджуються в рослинах, а деякі з них (ферум(З-г)-
і манган(2+)-іони) блокують надходження Фосфору в рослини.
Як наслідок гинуть рослини, які не пристосовані до життя на
кислих грунтах, внаслідок закислення грунтів гинуть масиви лісів.
Захворювання і вимирання рослин внаслідок вилуговування грунтів
— видалення з них кислотними опадами Са21-, М§2'- і Ее2--іонів
та вимивання поживних речовин. Звільнення А134-іона внаслідок
переведення його в кислому середовищі в розчинну форму, в
результаті чого відбувається отруєння рослин Алюмінієм. Потрап-
ляння А13+-іонів у водоймища викликає загибель риб і порушен-
ня в них репродуктивної функції.
Посилюється корозія і ерозія техногенних систем, грунту,
роз’їдання металів, фарб, каміння.
Прикладом негативної дії кислотних дощів на природні систе-
ми є заболочування водоймища (озера). Цей процес протікає по-
ступово із зменшенням рН води. До початку процесу і в перші
часи у водоймищі зберігається рН природної води близько 8 зав-
дяки буферним властивостям водоймища — здатності нейтра-
лізувати ту кислоту, яка поступає у вигляді опадів. Але можливості
буферних систем обмежені. Потроху вода у водоймищі підкис-
люється, а це веде до необоротних процесів у ньому: гинуть планк-
тон, молюски і риби, зникають деякі види водоростей, бурно роз-
виваються кислотолюбиві мохи, гриби і нитчасті водорості, з’яв-
ляється сухопутний мох сфагнум, і водоймище заболочується.
Гибель мешканців водоймища обумовлена не стільки самим про-
цесом закислення, скільки тими процесами, які воно викликає.
Це зменшення вмісту Са2^~іонів, вилуговування з донних відкладів
токсичних метал-іонів важких металів (меркурій(2-Г) -, плюм-
бум(2-т) -, кадмій(2+) -, станум(24~) -, нікол(2—)- і алюміній-
Іопи), дефіцит кисню (02), розвиток анаеробних процесів, утворен-
ня метану (СН4), дигідроген сульфіду (Н28), карбон(ІУ) оксиду (С02).
Невеликі дози 8О2 викликають відкриття продихів листкових
пластинок, а при високих дозах 8О2 відбувається їх закриття.
Присутність оксидів неметалів у повітрі шкідлива для людини,
оскільки розвиваються хронічні респіраторні і серцево-судинні зах-
ворювання, загострюються катари, бронхіти, екзема, астма тощо.
Заходи з охорони атмосфери від забруднення: правильне спа-
лювання палива, будівництво очисних споруд, заміна викопного
23
палива на альтернативне джерело енергії, вдосконалення технології
виробництва і модернізація автотранспорту, покращення плану-
вання міст і сіл та розширення плану зелених насаджень.
Найбільш ефективними методами утилізації 8О2 є:
1) амоніачний:
80 4- 2ИНЧ 4- Н90	(ИН /)98О
£	о	&	ч ' & о
(ЬШ.)980„ -4 80 4- Н90 2НН.Н8О
'	4 Л о	&	£	ч	о
2МН.НЗО + (N44,80. 2(МНХ8О, + 8 * Н,0
Ч	о 1 * 3 4	Ч 2 о	ч 2	4	£
(амоній сульфат(УІ) — добриво);
2) вловлювання 809 дигідроген сульфідом (Н 8) і одержання з
них вільної сірки або (при подальшому окисненні) сульфатної(УІ)
кислоти (Н980_), наприклад, за схемою:
£» Ч
8О2 4- 2Н28	38 4- 2Н2О
Цим способом утилізують обидва (8О2 і Н28) забруднювачі при-
родного середовища, зокрема повітря.
Одним з методів захисту навколишнього природного середови-
ща від шкідливої дії 8О2 є утилізація 8О2 шляхом окиснення до
8О3 і наступне пропускання 8О3 над твердим подрібненим СаО:
8О3 (г) 4- СаО (т) -> Са8О4
Са8О4 використовують як складову частину мінерального добрива.
Контрольнні завдання
Закінчити рівняння, вказати
назвати продукти реакцій:
1. ЕеО 4- Н 80 ->
2 ч
3. Р2О + н2о ->
5. А19Оч 4- ИаН80
2 о	ч
7. А19Оч 4 К9СОЧ ->
9. У90г -4 ИаОН
2 у
11. СгО, + 8г(ОН)2 ->
13. Со203 + неї -»
умови, ознаки, тип реакцій та
2. РеО + Сг,О, -»
4. ВаО 4 НО
6. С1-О. + К,8,0. ->
І
8. Мп2О7
10. Ьі 4 о2
12. Мп09 4- Н 8О3
2	2 ч
14. Со20.( н Н28О, - 4
24
І-'еЯ  О?
Си(МО:!)2  зн2о
К2Сг?О. + Н2ЗО4 (конц.)
І
Н^О
І
РЬ(КО3)2
С 4 Н98О.
Ре(СгО ) -І- С -»
Ре(СгО.) + О, 4- КаСО -»
і.
КМпО,
4
ЗІО2 4- Са3(РО4)2 4- С
Сг„О. 4 КИО, 4- КОН
2 О	О
А1 4- Иа2О2 ->
Ке 4 ККЮ7
о
РЬО9 4- Мп80, 4- НКЮЧ -»
А	4	о
80 4- КМпО. 4- НО
с.	4	2
Аз О + СІ 4- ИаОН -»
о	2
У90г 4- Са
2	5
8ІО2 К М£
С 4- нио,
о
в2о3 4 м§
Ке2О3 4 СО
16. 8е V оз -
18. СО,. 4 Иа2О2
20. СгО3 -»
і
22. ВаО2 -
24.	4 О3
26. СиО 4 Н9 -»
28. Мп(МО,),
О Сл
і
ЗО. 8еО„
о
32. Ма,80, + КМпО, 4 Н,О
2 о	4	а
34. N6,0 К АІ
А «5
і
36. ПеХХ —*
2 <
38. С109 4” ЬІОН -•»
40. С19 4 Н90
42. (МН4)2Сг2О,4
44. ЗО, 4 І, 4 Н,О
46. ^2Сг2О7 4- С
48. РЬО2 4 КІ 4- Н28О,
50. Ка2Сг2О7 4 8
52. 8і09 4 С 4- С19.*
54. Сіі90 Сіі98 - *
56. Ее2О3 -і КЬГО., т КОН
2. ГІДРОКСИДИ
Гідроксиди — це складні речовини, до складу яких входять
атоми деякого елемента Е (за винятком елементів Флуору та Ок-
сигену) і одновалентні гідроксогрупи ОН . Загальну формулу гідро-
ксидів можна представити у вигляді Е(ОН)п, де п=1~8, тобто дорів-
нює ступеню окиснення атома елемента, який формально визна-
чається номером групи періодичної таблиці.
Всі гідроксиди поділяють на дві протилежні за хімічними влас-
тивостями групи: основні гідроксиди — основи та кислотні гідро-
ксиди — кислоти. Знаючи, які властивості має гідроксид, відпо-
відно і записують його формулу, ставлячи на перше місце у формулі
гідроксиду атом металу (М), коли це основний чи амфотерний гідро-
ксид, або атом Гідрогену, якщо це кислотний гідроксид — кислота.
За будовою атома елемента, який утворює гідроксид, можна
розрізняти гідроксиди 3-, р- і сі- елементів.
2.1. ОСНОВНІ ГІДРОКСИДИ (ОСНОВИ)
Сполуки основних оксидів з водою називаються основними
гідроксидами або основами. Наприклад, ЬіОН, КаОН, М^(ОН)2
тощо. Особливості складу основних гідроксидів: вони містять по-
зитивно заряджений метал-іон (М) та гідроксогрупи, число яких
дорівнює електрохімічній валентності металу (чи заряду метал-
іона) або ступеню окиснення атома металу.
Загальна формула основних гідроксидів М(ОН)п, де п дорівнює
ступеню окиснення атома металу або електрохімічній валентності
атома металу (заряду йона металу).
З позицій теорії електролітичної дисоціації (ТЕД) основні гідро-
ксиди — основи — це електроліти, які у водному розчині дисоцію-
ють, утворюючи один вид негативно заряджених йонів (аніонів)
— гідроксид-іони ОН'. Отже, функціональною групою основних
гідроксидів є гідроксид-іон, який має таку електронну будову:
[* • О • * Н]
• •
Наприклад,
Н2°
КОН(к) ~> К? (гідрат.) + ОН (гідрат.) або КОН = К? + ОН
н.о
М£(ОН)9 (к)	М&2+ (гідрат.) + 2ОН (гідрат.) або
26
М£(ОН)2 # М£2‘ •+ 2ОН
Основні гідроксиди, які містять кілька гідроксид-ІОНІВ, ДИСО-
ЦІЮЮТЬ постадійно. Наприклад, кальцій дигідроксид у водному
розчині дисоціює так:
н2о
Са(ОН)2(к) —> СаОТГ (гідрат.) 4- ОН (гідрат.) (І стадія)
СаОН 1 (гідрат.) # Са2+ (гідрат.) •+- ОН (гідрат.) (II стадія)
Отже, кальцій дигідроксид за першою стадією дисоціації є силь-
ною основою:
Кх °° (дисоціація повна).
За другою стадією дисоціація кальцій дигідроксиду протікає
слабше:
Са2+ '
ОН
СаОН4
= 4.0
•10 2
Таким чином багатокислотні основи, як і багатоосновні кисло-
ти, дисоціюють постадійно і кожна стадія дисоціації характеризу-
ється своєю константою дисоціації.
СХЕМАТИЧНЕ ЗОБРАЖЕННЯ БУДОВИ ОСНОВНИХ
ГІДРОКСИДІВ (ОСНОВ) ЗА ДОПОМОГОЮ СТРУКТУРНИХ
ФОРМУЛ
При схематичному зображенні будови основних гідроксидів за
допомогою структурних формул пам’ятають, що гідроксид-іон або
гідроксогрупа ОН завжди одновалентна і зв’язується з атомом
металу через атом Оксигену.
Наприклад, Иа-О-Н, Н-О-Ва-О-Н, Н-О-8г~О-Н.
Структурні формули основних гідроксидів не відображають
справжню структуру речовини, оскільки більшість з них мають
ионну структуру і метал-іони в кристалічній структурі оточені
негативно зарядженими гідроксид-іонами, в яких зв’язок Н - О
ковалентний (При схематичному зображенні будови гідроксидів у
структурних формулах всі валентні лінії однакові, а самі форму-
ли не передають ні геометрії, ні характеру зв’язків, тобто не пере-
дають будови сполук).
27
' НОМЕНКЛАТУРА ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ (ОСНОВ)
Назви основних гідроксидів, можна будувати такими ж спосо-
бами, як і назви оксидів. Наприклад,
Ре(ОН)2 — ферум дигідроксид,
ферум(П) гідроксид.
Якщо метал утворює тільки основний гідроксид, то назви та-
ких гідроксидів утворюються з назви катіона і слова “гідроксид”.
Наприклад, ЬіОН — літій гідроксид,
КОН — калій гідроксид.
КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ (ОСНОВ)
Основні гідроксиди класифікують за:
а)	складом,
б)	кислотністю,
в)	відношенням їх до води,
г)	міцністю,
д)	силою.
КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА
СКЛАДОМ
За складом основні гідроксиди (основи) поділяють на прості
(наприклад, ИаОН, КОН, Са(ОН)2, Се(ОН)3) та координаційні (на-
приклад, [А£(НН3)2]ОН, [Си(ЬШ ) ](ОН) ).
КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА
КИСЛОТНІСТЮ
В залежності від кількості гідроксид-іонів, які можуть заміщу-
ватися на кислотні залишки з утворенням солей, основні гідроксиди
поділяють на:
однокислотні (наприклад, КаОН, СзОН, ТЮН),
двокислотні (наприклад, Са(ОН)2, Ва(ОН)2),
трикислотні (наприклад, Ьа(ОН)3, Мп(ОН)3),
чотирикислотні (наприклад, ТЬ(ОН)4, ІІ(ОН)4).
У зв’язку з тим, що із збільшенням ступеня окиснення атома
елемента-металу основні властивості його оксиду послаблюють-
ся, відома невелика кількість чотирикислотних основних гідро-
ксидів і зовсім невідомі п’ятикислотні, шестикислотні і т.д. ос-
новні гідроксиди.
28
КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА
ВІДНОШЕННЯМ ЇХ ДО ВОДИ
За відношенням основних гідроксидів до води їх поділяють на
;>:и групи: розчинні гіа нерозчинні у воді.
Розчинними у воді є гідроксиди лужних (за винятком ІлОН) і
лужноземельних металів. Розчинні основи називаються лугами
(Термін ‘‘луг” ввели в 1810 р. В.М. Севергін і Я.Д. Захаров. До
нього використовували вираз “лужна сіль”, який походив від вод-
них екстрактів золи лугів).
До розчинних основних гідроксидів належить також талій(І)
•. чроксид Т1ОН.
Основна відмінність між розчинними і нерозчинними у воді
основними гідроксидами у тому, що в розчинах лугів може бути
ьелика концентрація гідроксид-іонів, для нерозчинних основ вона
чала і визначається розчинністю речовини. Проте невеликі рівно-
з ж ні концентрації гідроксид-іона в розчинах нерозчинних ос-
новних гідроксидів і зміщення рівноваги при їх реакціях, які ве-
дуть до утворення менш йонізованої сполуки Н?О, визначають
загальні властивості всіх основних гідроксидів.
КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА МІЦНІСТЮ
Мірою міцності основних гідроксидів є їх здатність розклада-
тися на основний оксид і воду. Міцність основних гідроксидів різна.
Так одні основні гідроксиди розкладаються вже в момент свого
утворення. Наприклад, А§ОН, ІІ£2(ОН)2, Н§(ОН) , тобто гідроксиди
елементів вставних декад, йони яких мають верхній (зовнішній)
енергетичний рівень з 18--електронів. Такі основні гідроксиди мож-
на назвати не міцними. Причиною цього є велика поляризуюча
дія А§ Н§22"-- і Н&2'- іонів на гідроксид-іони.
Інші гідроксиди розкладаються при прожарюванні, наприклад,
ІЛОН:
2ЕІОН (к) - > ЬІ2О (к) є Н2О (г)
ТОДІ як гідроксиди решти лужних металів (з-родини) стійкі до
прожарювання. При прожарюванні вони летять без розкладу, тоб-
то є дуже міцними. Міцність гідроксидів лужноземельних металів
У ряді Са(ОН)2— Ва(ОН)2 зростає. Це підтверджує посилення тер-
мічної стійкості гідроксидів від Са(0Н)9 до Ва(ОП),,.
ГГ	•	•	2	2	• і
гака закономірність у зміні міцності гідроксидів з -елементів 1
] П груп періодичної таблиці пояснюється ростом радіуса метал
юна з- елемента і послабленням поляризуючої дії метал катіона
тіДроксид -іони.
29
КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА СИЛОЮ
Сила основних гідроксидів визначається їх здатністю до елект-
ролітичної дисоціації. Про силу основ можна судити на основі
значення величини константи йонізації основ (таблиця 2), яку
позначають Кь (індекс Ь-походить від англійського слова Ьазе-
основа). З порівняння Кь гідроксидів ЬіОН (Кь=0.68 ) та N3011
(К(=5.9) видно, що МаОН сильніша основа.
Таблиця 2
Константи йонізації основних гідроксидів (основ)
ОСНОВА	Кі,
АЦОН),	(III) 1.3810'9
мн3- н,о	1.75-10'5
Ва(ОН)2	(II) 2.3-10-'
У(ОІІ),	(III) 8.3-10’12
Ге(ОН),	(II) 1.3-10'4
Ес(ОН)3	(II) 1.82-10’"
	(III) 1.35-10 12
ГіОН	6.8-10'1
Міі(ОІТ),	(11) 2.5-10’3
Мп(ОН),	(II) 5-ОЮ-4
Си(ОИ)2	(II) 3.410-7
ИаОН	5.9
РЬ(ОН)2	(І) 9.6-104
	(II) з.о-ю-8
Зг(ОН)2	(11) 1.510'
Сг(ОИ)3	(111) 1.021010
/ЖОН),	(11) 4.0-10’5
Отже, на основі значення Кь можна зробити висновок, що най-
30
сіРіьнішими основними гідроксидами є: гідроксиди лужних металів,
у водних розчинах повністю дисоціюють. Дещо за силою по-
ступається гідроксидам лужних металів літій гідроксид, що пояс-
нюється найменшим радіусом атом-іона літію серед усіх лужних
металів- іонів.
До сильних основних гідроксидів відносять гідроксиди лужно-
земельних металів, а також Ба(ОН)3 і ТЮН.
Є основні гідроксиди, які у водних розчинах слабко дисоціюють,
наприклад, Т11(ОН)4.
Групи атомів, що залишаються після відщеплювання від моле-
кули основного гідроксиду одного або кількох гідроксид-іонів,
називаються залишком основного гідроксиду, заряд якого дорівнює
числу відщеплених одновалентних гідроксид-іонів. Наприклад,
СаОН/-, Са24 — залишки основи Са(ОН)2 після відщеплювання
відповідно одного і двох ОН -іонів.
Запис рівнянь реакцій дисоціації основних гідроксидів.
1. Сильні основні гідроксиди:
ИаОН Иач 4- ОН Ва(0Н)9 Ва21 4- 2ОН
2. Середньої сили основні гідроксиди:
Са(ОН)2 СаОН* + ОН СаОН' # Са2' Ч ОН
3. Слабкі основні гідроксиди:
МН.( і- НО N11-11,0 ї± МН/ 4 ОН
4. Нерозчинні основні гідроксиди:
Ме(ОН)2 # М^ 4- 20Н
ДИСОЦІАЦІЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ І ПЕРІОДИЧНА
ТАБЛИЦЯ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА
Характер електролітичної дисоціації основних гідроксидів зу-
мовлюється полярністю хімічних зв’язків М -- О та О - Н. Поляр-
ність хімічного зв’язку М -- О залежить від будови атома М, його
геометричних (радіус) і енергетичних (1, Е, ВЕН) характеристик,
положення М в періодичній таблиці, від типу М, тобто від радіуса,
заряду і електронної структури М--іона.
Зокрема, тип атома (з-, р- чи сГ-елемент) визначає відносну
міцність обох хімічних зв’язків М - О і О Н. Якщо атом М сильно
металічний (з-елемент), то хімічний зв’язок М - О йонний або силь
неполярний, тоді зв’язок О — II у цьому випадку малополярний.
Наприклад, ИаОН — натрій гідроксид. Атом Натрію більш мета-
31
пічний, ніж атом Гідрогену, тому хімічний зв'язок .На ••• О йошшй,
а зв'язок О -- Н ковалентний полярний. Ось чому натрій гідроксид у
водному розчині дисоціює, як основний гідроксид (основа), тобто за
йонним зв’язком, як більш полярним хімічним зв’язком:
ИаОН На - ОН
Міцність хімічного зв’язку М -- О та О - Н в основних гідро-
ксидах залежить від радіуса і заряду М-іона. При однотипній
структурі верхнього (зовнішнього) енергетичного рівня і близькому
значенні радіусів збільшення заряду М-іона веде до послаблення
основних і посилення кислотних властивостей елемент гідроксиду.
При однаковому заряді і однотипній структурі зовнішнього кванто-
вого шару М-іона зменшення радіуса М-іона веде до послаблення
основних і посилення кислотних властивостей гідроксидів.
Міцність хімічного зв’язку М - О та О - Н в основних гідро-
ксидах залежить також від структури зовнішнього електронного шару
М-іона. Найбільш яскраво виражені основні властивості в гідро-
ксидів, М-іони яких мають 8-електронний верхній (зовнішній) енер-
гетичний рівень. Це МаОН, КОН, КЬОН, СзОН, тобто гідроксиди
лужних металів з великим радіусом і малим зарядом М-катіона.
У межах періоду із зростанням протонного числа атомів
елементів заряд ядра зростає, радіус йона елемента зменшується,
заряд йона зростає, зв’язок елемента з атомом Оксигену посилюєть-
ся, тому основні властивості гідроксидів послаблюються, а кислотні
наростають.
Наприклад,
II період: ЬіОН — основний гідроксид;
Ве(0Н)9 — амфотерний гідроксид;
В(ОН)3 — слабкий кислотний гідроксид;
Н ВО і Н2СО3— слабкі кислотні гідроксиди;
НМО3 — сильний кислотний гідроксид.
III період: МаОН і М&(ОН)2 — основні гідроксиди;
А1(0Н){— амфотерний гідроксид;
а далі внаслідок збільшення заряду і зменшення радіуса М-іона
посилюються кислотні властивості гідроксидів.
Тому Н48іОр Н3РО4, Н28О4, НС1О4— кислотні гідроксиди.
У межах груп головних підгруп із зростанням протонного чис-
ла атома елемента заряд М-іона не змінюється, а радіус зростає,
міцність хімічного зв’язку М - О спадає, тому основні властивості
гідроксидів ростуть. Наприклад,
II група, головна підгрупа:
Ве(ОН)2— амфотерний гідроксид (малий радіус Ве2  іона);
М§(ОН)9 — слабка основа;
Са(ОН)2, 8г(ОН)2 і Ва(ОН)2 — сильні основи
і основні властивості гідроксидів посилюються від Са(ОН)2 до Ва(ОН.)2.
32
По такого ж висновку приходять, порівнюючи різницю у віднос-
‘ ~ едектронегативності (АВЕН) атомів елементів хімічного зв’яз-
ку На ’ та
ДВЕН(№ О ) = 3.50-1.01 -= 2.49;
ДВЕІИО - Н ) = 3.50-2.1	1.40.
Отже, хімічний зв’язок На - О йонний, а О - Н ковалентний
полярний, тому розпад натрій гідроксиду у водному розчині відбу-
вається за йонним зв’язком як менш міцним.
Таким чином, основні гідроксиди у водному розчині завжди
дисоціюють за більш полярним хімічним зв’язком, як менш
міцним, або за йонним зв’язком.
Значення відносної електронегативності можна використовува-
ти для якісної і напівкількісної оцінки характеру хімічного зв’яз-
ку лише для випадків найпростіших сполук.
Всі елементи з-родини утворюють основні гідроксиди, за ви-
нятком Берилію, гідроксид якого має амфотерний характер, що
пояснюється малим радіусом і великим зарядом берилій(2+)-іона.
Властивості основних гідроксидів залежать від радіуса, заряду
та електронної конфігурації М-іона.
Хімічний характер оксидів та гідроксидів показані в таблиці 1.
ВЛАСТИВОСТІ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ (ОСНОВ)
Більшість основних гідроксидів тверді, мають йонну структу-
ру, метал-іони у вузлах кристалічної структури оточені негатив-
но зарядженими гідроксид-іонами ОН, в яких хімічний зв’язок
ковалентний полярний.
Розчинні основні гідроксиди — луги роз’їдають тваринні і рос
линні тканини, мають характерний смак, водні розчини їх милкі
на дотик, змінюють забарвлення індикаторів (лакмусу — на синій,
метилоранжу — на жовтий, фенолфталеїну — на малиновий). Цю
властивість основ використовують для якісного розпізнавання їх
серед інших речовин.
Всі властивості основних гідроксидів обумовлені функціональ-
ною групою їх — гідроксогрупою.
Для основних гідроксидів характерні реакції:
1.	обміну з кислотними гідроксидами та речовинами, водні роз-
чини яких мають кислотну функцію (реакції кислотно -основної
взаємодії);
С)И - н * Н2о
^аОН > НИО3 •-> КаМО3 +• Н2О
N.301] • НС1 НаСІ + Н2О
33
2.	з кислотними оксидами:
2МаОН - СО, # N8,00, + Н,0
Сі	Сл	О	Сі
20Н - С02 # СО.,2 - Н20
3.	з амфотерними гідроксидами та оксидами (при сплавленні):
і
2МаОН(к) 4- 2п(ОН)2 (к) —> Ма2ХиО2 (к) 4- 2Н?0
2ИаОН (к) 4- А190ч (к) Д 2КаА1О9(к) 4- Н9О
О	Сі '	Сі
або у розчинах:
2ИаОН 4- 2п(ОН)9 (к) -> Ка9[/п(0Н) 1
2ОН 4- Хп(ОН), (к) -> [2п(ОН),]2
4.	з гідроген- та середніми солями:
ИаОН 4- МаН80ч <± Ма980ч 4- Н90
ОН + Н80," Н,О + 80 2
О	Сі	О
2К0Н + Ге8О -» Ге(0Н),1 •+- К,80,
2ОН- + Ге2+ -» Ге(ОН)А
Сі
5.	окиснення-відновлення (для гідроксидів металів у низьких
ступенях окиснення):
4Ге(0Н) + О, + 2Н,О -» 4Ге(ОН)Т
Сі	Сі	Сл	О
6.	з деякими найактивнішими неметалами (галогени, сірка, фос -
фор, силіцій, бор), при цьому протікають реакції окиснення —
відновлення (дисмутації, диспропорції або самоокиснення —•
самовідновлення) неметалу:
і
Рл 4- ЗИаОН 4- ЗН9О -» НЧР 4- ЗМа[РН9О9]
8і 4- 2К0Н 4-Н О К98іО„ 4 2Н9
Сі	Сі	О	Сі
2Ма0Н + СІ, # МаСІ + МаСЮ + Н,0
С»	Сі
6К0Н 4- ЗС19 Д 5КС1 4- КСЮ. -4 ЗН9О
&	«7	Сі
І.
бИаОН 4- 38	2Иа98 4- Ма98О9 4- ЗН9О
Основні гідроксиди не реагують з металами, оскільки гідро-
ксид-іон не може прийняти електрони від атома металічного еле-
мента, а йони металів, які могли б бути відновлені більш актив-
ними металами, дають нерозчинні у воді основи. Реакції між твер-
дими речовинами проходять дуже повільно і, звичайно, лише на
поверхні.
34
ОДЕРЖУВАННЯ ОСНОВНИХ ГІДРОКСИДІВ
] Чугі’ одержують взаємодією лужних та лужноземельних мета-
лів або їх оксидів з водою:
2Ха - 211,0 > 2і\аОН - Н2Т
(;1 - 2Н,О ' Са(ОН)2 -г Н2 Г
На.,О • Н ,0 ’ 2№ЮН
ВаО •* Н,О Ва(ОН)2
З останніх двох реакцій виходить, що основні гідроксиди - це
водні розчини основних оксидів або основним гідроксидам відпо-
відають основні оксиди, причому ступінь окиснення атома еле-
мента-металу не змінюється при переході від оксиду до гідроксиду
чи навпаки.
2.	Розчини лугів одержуються також при взаємодії пероксидів
лужних і лужноземельних металів з водою або при електролізі
водних розчинів галідів цих металів:
2Ха2О, 211,0 -* 4ИаОН 4- О2Т
2.	КаС1 і 2Н.0 —електеоліз^ 2ИаОН 4 Н.Т 4- С1,Т
З,	Нерозчинні у воді основні гідроксиди одержують у реакціях
обміну між розчинами солей відповідних металів з лугами:
Рс80 г 2КаОН Ге(ОН)Д 4- Ма,80,
1	4	' 2	£	4
Отже, всі важкорозчинні основні гідроксиди одержують побічним
шляхом, оскільки відповідні їм оксиди не розчинні у воді.
4.	Розчини важкорозчинних основних гідроксидів одержують
реакціями комплексоутворення:
N1(01-1), - 6ИН Н О -> [№(МНА](0Нк 4- 6Н,О
О	О О	£*
2.2. КИСЛОТНІ ГІДРОКСИДИ (КИСЛОТИ)
Слово “кислота” походить від слова “кислий”. Кислотними гідро’
ксидами називаються водні сполуки кислотних оксидів.
Наприклад:
5Оз - Н О -4 Н 80
4	2	4
РА - зн о 2Н.РО
о 4
СгО, 4 н,о Н,СгО,
о	Л	&	4
Отже, кислотним гідроксидам відповідають кислотні оксиди:
}У80( Н2о =- 80
2И,;РО, ЗН2О - Р2о„
Н,СгО, - Н,О - СгО,
2	4/5	о
35
При написанні у формулах кислотних гідроксидів атоми Гідро-
гену ставлять на перше місце.
З погляду атомно-молекулярної теорії (АМТ) кислотні гідрок-
сиди (кислоти) містять атоми Гідрогену, які можуть заміщуватися
на атоми металу при дотриманні правила стехіометричної вален-
тності і утворювати при цьому солі.
З позицій теорії електролітичної дисоціації кислотні гідроксиди
— це складні речовини, які у водних розчинах дисоціюють з утво-
ренням гідроген(1+)-катіонів або ОН34-іонів (оксоній- чи гідро-
ксоній-іонів):
НЬГО, + Н90 -» ОН/ + N0 або НИ0ч 1Г -Г N0/
<5	2	О	О	о	о
Отже, як електроліти кислотні гідроксиди утворюють лише один
вид катіонів — гідроген(14-)-катіони.
Група атомів, що залишається після відщеплення від молеку-
ли кислотного гідроксиду атомів Гідрогену, здатних заміщуватися
на метал, називається кислотним залишком. Валентність кислот-
ного залишку дорівнює числу гідроген(14-)-катіонів, які утворю-
ються при дисоціації кислотного гідроксиду. Наприклад,
Н980 -» Н+ + Н80."	Н80/ # Н+ + 80 Л
2	4	4	4	4
Н804~ і 8О42 відповідно одновалентний (гідрогентетраоксосуль-
фат(1-)~іон ) і двовалентний (тетраоксосульфат(2-)-іон) — кис-
лотні залишки сульфатної(УІ) кислоти Н980,;
(Н РО, або Н[РН,О,] # Н‘ + [РН,О2]
[РН2О2] - — одновалентний залишок (дигідрогендіоксофосфат
(І-)-іон) гідроген дигідрогендіоксофосфату (водень диводеньдіок-
софосфату) або тригідроген діоксофосфату(І)). Щоб підкреслити,
ЩО Н3РО2— одноосновний кислотний гідроксид, очевидно, доцільно
називати його моногідроген дигідрогендіоксофосфат і записувати
формулу як Н[РН9О9]).
НИО. -> Нч 4- N0 -
<5	о
М03"— одновалентний залишок нітратної(У) кислоти (нітрат-іон).
СТРУКТУРНІ ФОРМУЛИ КИСЛОТНИХ
ГІДРОКСИДІВ (КИСЛОТ)
«
У структурних формулах кислотних гідроксидів атоми Гідроге-
ну, які визначають основність гідроксиду (кислоти), зв’язані з
атомами кислототвірного елемента через атом Оксигену. Всі інші
атоми, що входять до складу кислотного залишку, зв’язані з ато-
мом кислототвірного елемента відповідно з їх валентністю.
36
Наприклад, Н2ЗО4, Н2СгО4, Н2СО3, Н3РО2 (Н[РН2О2]), НМпО4,
НОМЕНКЛАТУРА КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ (КИСЛОТ)
Кислотні гідроксиди називають за систематичною номенклату-
рою. Систематичні назви складаються з двох слів. Перше слово
відображає наявність атомів Гідрогену. Кислотні атоми Гідрогену
називають гідроген або водень. Якщо необхідно, то застосовують
числові префікси: моно-, ди-, три-, тетра-, пента- і т.д. Друге
слово — це назва аніона, яка будується за принципами номенкла-
тури координаційних сполук, якщо аніон складний:
Послідовність назви складових аніона:
а)	називається координаційне число (грецькі числові префікси,
або множні префікси);
б)	ліганд із закінченням “о”;
в)	центральний атом (до кореня латинської назви центрального
атома додається суфікс “ат”);
г)	число Штока або число Еванса-Бассета (називається або пи-
шеться в дужках; іноді замість них використовують числові префік-
си перед атомом Гідрогену).
Наприклад, Н2МпО4 — гідроген тетраоксоманганат(УІ);
водень тетраоксоманганат(УІ);
гідроген тетраоксоманганат(2~);
дигідроген тетраоксоманганат;
диводень тетраоксоманганат.
Оскільки гідроген-катіон вказує на належність сполуки до
кислот, то систематичну назву кислот можна будувати, викорис-
товуючи назву аніона замість прикметника, додаючи до нього
іменник „кислота”.
Наприклад, Н28О4 — сульфатна(УІ) кислота;
НбТеО6— гексаоксотелуратна(УІ) кислота;
НПО3 — нітратна(У) кислота;
Н3РО4 — фосфатна(У) кислота.
37
Якщо кислотний гідроксид (кислота) містить центральний атом еле-
мента в найвищому ступені окиснення, що дорівнює номеру групи в
ПТХЕ, то число Штока і число атомів Оксигену можна не вказувати.
Наприклад, Н28О4 — сульфатна кислота;
Н28еО4 - селенатна кислота;
НЬГО3 - - нітратна кислота;
Н2СгО4-~- хроматна кислота;
Н3РО4 фосфатна кислота.
Систематичні назви кислотних гідроксидів та їх аніонів
приведені в додатку 1.
КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ
Кислотні гідроксиди можна класифікувати за:
а)	основністю;
б)	ступенем дисоціації (йонізації);
в)	стійкістю;
г)	окисно-відновними властивостями;
д)	розчинністю у воді.
КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ (КИСЛОТ) ЗА
ОСНОВНІСТЮ
Основність кислотних гідроксидів визначається числом атомів
Гідрогену в молекулі кислоти, які можуть заміщуватися на метал
або металзподібну групу атомів з утворенням солей.
Кислоти є:
одноосновні (наприклад, НИО3, Н[РН2О2], НРО3);
двохосновні (наприклад, Н28О4, Н2[РНО3], Н2СО3, Н28О3);
трьохосновні (наприклад, Н3РО4, Н3ВО3);
чотириосновні (наприклад, Ц4Р2О;);
п’ятиосновні (наприклад, Н5ІО6);
шестиосновні (наприклад, НбТеО6).
(Оксиген, тобто породжує кислоти, але носій кислотності Гідро-
ген (Водень). Як це розуміти? У кінці 18 ст. кисневу теорію кис-
лот розробив французький вчений А.Лавуазьє. Але ще за його
життя були виявлені безкисневі сполуки, водні розчини яких мали
властивості кислот. У 1838 р. німецький вчений Лібіх розробив
нову теорію кислот, в основу якої покладена ідея про те, що кис-
лоти — це водневі сполуки, Водень яких може заміщуватися ме-
талом. Лібіх писав формули кислот, наприклад, так: 8О4Н2 суль-
фатна кислота. Ще в 1815 р. Деві запропонував називати кислота-
ми водневі сполуки, але в нього ще не було доказових даних для
підтвердження цієї думки, тому вона була швидко забута.
38
КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ
“за СТУПЕНЕМ ДИСОЦІАЦІЇ (ЙОНІЗАЦІЇ)
(*иті кполотні!х гідроксидів визначається їх здатністю до
тектроиітичної дисоціації (йонізації). Кислотні гідроксиди у вод-
них розчинах дисоціюють (йонізують) не однаково. За ступенем
тисоїііаіі.ії (йонізації) кислотні гідроксиди є:
сильїіі (наприклад, Н28О4 (сильна за першим ступенем
дисоціації), Н.ЬГО3, НС104);
середньої сили (наприклад, Н3РО4, Н1ЧО2);
слабкі (наприклад, Н2СО3, НС102).
Багатоосновні кислотні гідроксиди дисоціюють (йонізують) по-
стадійно і кожна стадія дисоціації (йонізації) характеризується
своїм значенням константи дисоціації (йонізації) (Ка*).
Наприклад,
Н.РО # Н? +• Н9РО	(І стадія дисоціації)
3	4	/4
Н ' Н2РО4	-з
к 1 =	] = 7.] -10 3
[Н3РО4]
Перший гідроген(14-)-іон відривається від молекули кислотно-
го гідроксиду легше, а наступні — все важче, оскільки зростає
негативний заряд кислотного залишку.
Н..РО, # ІГ + НРО/
і- 1	4
(II стадія дисоціації)
 10’8
НРО 2 # Н’ -г РОЛ
1	4
(III стадія дисоціації)
н']-[ро3
НРОІ
= 5.0 ’Ю
Індекс "а” походить від англійського слова асіЯ- кислота.
Для характеристики сили кислоти часто замість Ка використо-
вую! ь від’ємний десятковий логарифм її числового значення (рК):
рК —  Кг (початкова літера датського слова роїепх -  матема-
тична степінь).
Висновок про силу кислотного гідроксиду (кислоти) можна зро-
°итп на основі числа негідроксидних атомів Оксигену: чим більше
негіДроксидних атомів Оксигену в молекулі кислотного гідроксиду,
тим ВІН СИЛЬНІШИЙ.
39
ГІДРОКСИДИ р-ЕЛЕМЕНТІВ
(елементів ПІ-VII груп головних підгруп)
Відомо, що загальну формулу гідроксидів можна передати як
Е(ОН)п, де п — ступінь окиснення атома елемента Е. Оскільки роз-
глядаються р-елементи, то Е — це р-елементи ПІ-VII груп голов-
них підгруп. Відомо що, координаційні сфери, які містять багато
гідроксогруп, нестійкі. Отже, гідроксиди р-елементів, тобто елементів
III-VII груп головних підгруп, координаційні сфери яких містять
багато гідроксогруп, нестійкі. Стійкість їх підвищується зменшен-
ням координаційного числа за рахунок відщеплення однієї чи кількох
молекул дигідроген оксиду Н20. При цьому частина монодентатних
лігандів -ОН заміняється на бідентатні ліганди =0. Чим вищий
ступінь окиснення атома елемента Е, тим менший радіус йона, тим
більше число молекул дигідроген оксиду відщеплюється від гідро-
ксиду. Така закономірність характерна для неметалів Ш^П груп
головних підгруп, гідроксиди яких мають кислотні властивості.
Так у р-елементів II періоду при переході від В (ІП)-, С (IV)-,
14^) радіус йона зменшується. Тому для бору зберігається коорди-
наційне число з трьох гідроксогруп у гідроген триоксобораті(ПІ)
Н3ВО3, хоч відомі похідні і гідроген діоксоборату(ПІ) НВ02.
Для Карбону підвищення координаційної стійкості С(0Н)4 або
Н4СО4 досягається за рахунок видалення однієї молекули дигідро-
ген оксиду Н90, тобто заміни двох лігандів -ОН на один ліганд =О:
ОН	он
І ________ І
НО - С -І О- н|-> но - с = о + н2о
І
О - Н	СО(ОН)2
Отже, гідроген тетраоксокарбонат(І\7) Н4СО4 переходить у гідроген
триоксокарбонат(ГУ) С0(0Н)2 або Н2СО3, який має один не гідрокси д-
ний атом Оксигену, безпосередньо зв’язаний з атомом Карбону.
Для Нітрогену стійкою виявляється структура, утворена вида-
ленням двох молекул дигідроген оксиду Н20:
N(04) -> ИОДОН) + 2Н9О
нио3	О
тобто стійким є гідроген триоксонітрат^) Н- О- М' ,
який має два негідроксидні атоми Оксигену.
Для р-елементів III періоду із збільшенням номера групи, а,
40
ачтрня окиснення атома елемента Е, радіус йона зменшуєть-
ОТЖС, сч\	,	и
ллV число відщеплених молекул дигідроген оксиду Н О зрос-
С* 5Ї ТО АІУ ~
’ • «^утишується число негідроксидних атомів Оксигену:
тає і
н ЗіО,, Зі(ОН)4 -» ЗІО(ОН)2 + н2о
1	Н.8ІО,
/ о
н 1’0., Р(ОН)6 РО(ОН)3 + н2о
Г' “	Н3РО,
Р(ОН). ->'РО2(ОН) + 2Н2О
НРО,
о
Н.8О6, 3(ОН)6 ЗО2(ОН)2 + 2Н2О
Н2ЗО4
Н.СЮ., С1(ОН)7	С103(0Н) + зн2о
НСІС)
4
Таким чином, для р-елементів III періоду (Силіцій, Фосфор,
Сульфур і Хлор), атоми яких мають максимальні ступені окис-
нення, стійкими є:
для Силіцію — гідроген тетраоксосилікат(ІУ) Н48іО4 і
гідроген триоксосилікат(ІУ) Н28іО3;
для Фосфору — гідроген тетраоксофосфат(У) Н3РО4 і
гідроген триоксофосфат(У) НРО3;
для Сульфуру— гідроген тетраоксосульфат(УІ) Н28О4;
для Хлору — гідроген тетраоксохлорат(УІІ) НС104.
Наявність Н48іО4 і Н3РО4 для Силіцію і Фосфору (на відміну від
Карбону і Нітрогену) пояснюється збільшенням радіусів атомів і
йонів у рядах С - 8і, N - Р.
У р-елементів IV періоду тенденція утворювати гідроксиди з
більшим числом негідроксидних атомів Оксигену зберігається, що
пояснюється незначним ростом радіуса йона, оскільки є в-стиснен-
ня і забудований кайносиметричний Зв-підрівень. Тому формули
відповідних гідроксидів мають такий вигляд і є кислотними:
—	гідроген тетраоксогерманат(ІУ);
Н3АзО4	—	гідроген тетраоксоарсенат(У);
—	гідроген тетраоксоселенат(УІ);
НВгО4	—	гідроген тетраоксобромат(УІІ).
Для р-елементів V періоду властиві форми гідроксидів, які
містять більше гідроксогруп. Зокрема характерні
Для Телуру Те(ОН)6:Н6ТеО6 — гідроген гексаоксотелурат(УІ) і
Н9ТеО, ( -2Н9О) — гідроген тетраоксотелурат
.	(VI);
Для Йоду І(ОН)7:Н5ІОв ( -1Н2О) — гідроген гексаоксоіодат(УІІ) і
НІО, ( -ЗН9О) — гідроген тетраоксоіодат(УІІ)
41
Останнє пояснюється збільшенням радіуса атома- іона елемен-
та в межах груп головних підгруп.
Отже, р-елементи парних номерів груп періодичної таблиці еле-
ментів більше утворюють форми гідроксидів, одержані відщеплен-
ням від граничних форм Е(ОН)п парного числа молекул дигідроген
оксиду Н2О і відщепленням непарного числа молекул дигідроген
оксиду для р-елементів непарних груп.
р-елементи II періоду (Бор, Карбон і Нітроген) складають виня-
ток, оскільки в атомах їх 2р-АО кайносиметричні.
ГІДРОКСИДИ а-ЕЛЕМЕНТІВ
(металів вставних декад)
Гідроксиди металів вставних декад у високих ступенях окис-
нення проявляють кислотний характер і підлягають такій же
закономірності: із збільшенням номера групи (із збільшенням сту-
пеня окиснення атома елемента) число відщеплених молекул
дигідроген оксиду Н20 зростає.
Наприклад,
ТІ(ОН), - Н2ТІО3 ( - 1Н20);
У(ОН)5 - НУО3 (~2Н2О);
Сг(ОН)6 - Н2СгО4 (-2Н2О);
Мп(ОН)7 - НМпО4 ( - ЗН2О).
Хімічні в-елементи тріад 8 групи не утворюють гідроксидів із
ступенем окиснення, рівним номеру групи в ПТХЕ. Атоми-іони
в-елементів V і VI періодів внаслідок сі- і £- стиснення мають близькі
радіуси, тому утворюють різні форми гідросидів. Наприклад,
V період: Н47ґО4,
МЬ(ОН)5	-	Н3КГЬО4	(	-	1Н20);
Мо(ОН)"б	-	Н2Мо04	(	-	2Н2О);
Тс(ОН)7	-	НТсО4	(	-	ЗН2О);
Ви(ОН)8 не існує, оскільки повинно відщепитися
4 молекули Н20: Ки(ОН)8 - 4Н2О = КиО4, а отже, залишиться
рутеній(УПІ) оксид.
УІ період: ДНЮ.
Та(ОН)5 -
АУ(ОН)в -
Ке(ОН). -
Оз(ОН); -
Н3ТаО4 ( - Н2О);
Н2\УО4 ( - 2Н2О);
НКеО4 ( - ЗН2О);
ОзО4 ( - 4Н2О).
Оксиди Ки і Оз у ступені окиснення (+8) хімічно не взаємодіють
з водою, тому не утворюють гідроксидів.
Л.Полінг запропонував загальну формулу кислотних гідрокси-
42
дів
алі
представляти у вигляді ЕОш(ОН)п, де т---О...З, а П--1...6 в ре-
чо існуючих гідроксидах.
ЯкиіГ) т^О, гідроксид Е(ОН)п проявляє основні і кислотні
- п-стіївості, при цьому із збільшенням числа гідроксогруп (із
збічавленням ступеня окиснення атома Е) основні властивості слаб-
шають. а кислотні наростають. Останнє пояснюється посиленням
поляризуючої дії катіона гідроксидоутворювача в межах кожного
пєоіогїї в зв’язку із зменшенням його радіуса і збільшенням сту-
П(-НЯ окиснення.
Для гідроксидів Е(ОН)п (т = 0) у межах кожної групи в періо-
дичній таблиці при переході зверху вниз основний характер
гідроксидів посилюється, що обумовлено ростом радіуса і послаб-
ленням поляризуючої дії катіона гідроксидоутворювача.
Гідроксиди Е0т(0Н)п (т # 0 ) проявляють виключно кислотні
властивості. Це пояснюється тим, що ковалентний зв’язок Е -- 0
сприяє поляризації зв’язку Н - О, тобто частковому перенесенню
електронної густини із зв’язку Н -- О на зв’язок О - Е, внаслідок
чого полегшується дисоціація гідроксиду за кислотним типом з
відщепленням гідроген(ІН-)-катіона.
Очевидно, з ростом числового значення т (числа негідроксидних
атомів Оксигену, ковалентно зв’язаних з атомом елемента Е,) сила
кислот повинна зростати. Сила кислоти практично не залежить
від величини п (числа гідроксогруп, зв’язаних з атомом Е), оскільки
для багатоосновних кислот концентрація гідрогені 1 -?-)• іонів у
розчині в основному визначається першою константою дисоціації
за схемою:
ЕС)т(ОН)п # Н+ Г (ЕОт(ОН)п--І О]
(Н;ДО, - РО(ОН)3 <± Н> - [РО2(ОН)2]
НДЮ }р 4- Н2РО;
Кислоти типу Е(ОН)п, т-^0 — дуже слабкі електроліти.
Наприклад, Н3ВО3, НОСІ, Н6ТеОб (В(ОН)3, С1(ОН), Те(ОН)6), що
идтверджують малі значення констант дисоціації їх.
Кислоти типу ЕО(ОН)п, т=1 — слабкі.
Наприклад, НСЮ2, НИО2, Н2СО3.
Кислоти типу ЕО2(ОН)п, т=^2 — сильні.
Наприклад, НИО3, Н28О4.
Кислоти типу ЕО3(ОН), т=3, п==1 - дуже сильні.
Наприклад, НС1О4, НМпО4.
]акий підхід дозволяє пояснити вплив ступеня окиснення атома
нта на кислотно-основні властивості гідроксидів, утворених
4 3
атомами одного й того ж елемента. Наприклад, при порівнянні кис-
лотно-основних властивостей НКГО2 (гідроген діоксонітрату(Ш)) або
МО(ОН) і гідроген триоксонітрату(У) Н№03 або МО2(ОН), НКО2 слаб-
ший кислотний гідроксид. Інший приклад, гідроген триоксосуль-
фат(ІУ) Н28О3 або 8О(ОН)2 і гідроген тетраоксосульфат(УІ) Н28О
або 8О2(ОН)2, де Н28О3 — слабший кислотний гідроксид.
Для гідроксидів сі-елементів (наприклад, Мп(ОН)п:
Мп(ОН)2 — основний, середньої сили;
Мп(ОН)3 — амфотерний, слабкоосновний;
Мп(ОН)4 — амфотерний, слабкокислотний
[МпО(ОН)2, Н^пОд — слабкокислотний], МпО2(ОН)2 або Н2МпО4
— кислотний, МпО3(ОН) або НМпО4 — кислотний) із збільшенням
ступеня окиснення атома Е в ряді його гідроксидів, тобто із збіль-
шенням значення п основні властивості гідроксидів слабшають, а
кислотні наростають.
Отже, сила кислотних гідроксидів залежить від будови молеку-
ли. Формула кислотного гідроксиду Е0ш(0Н)п показує, що в мо-
лекулі гідроксиду є хімічні зв’язки Н-О-ЕіЕ = О.
В таблиці 3 приведені граничні форми гідроксидів елементів.
Таблиця З
Граничні форми гідроксидів елементів ПІ-УПІ груп
періодичної таблиці
Періоди	Групи					
	III	IV	V	VI	VII	VIII
II	В(ОН)3	С(ОН)„	И(ОН)5	—	—	—
III	—	8і(ОН)4	Р(ОН)5	8(ОН)6	С1(ОН)?	—
IV	—	ТІ(ОН)4	V(ОН)5	Сг(ОН)6	Мп(ОН),	—
		Ое(ОН)4	А8(ОН)5	8е(ОН)6	Вг(ОН),	
V	——	Хг(ОН)4	МЬ(ОН)5	Мо(ОН)6	Тс(ОН),	Ки(ОН)8
		8п(ОН)4	8Ь(ОН)5	Те(ОН)6	ЦОН).	
VI	—	НҐ(ОН)4	Та(ОН)5	5У(ОН)6	Ке(ОН).	Оз(ОН) о
Нижче наводяться приклади кислотних гідроксидів за силою
(таблиця 4).
44
Таблиця 4
Класифікація кислотних гідроксидів за силою у водних
розчинах (Приведені Ка])
І'іІІІ кислоти {•:(( )і і )п	Кислота	Ка	рКа	Сила кислоти Дуже слабкі
	НВгО	2.1-10”	8.7	
	нею	3.2- І О "8	7.5	
	НІО	2.3-Ю"	10.6	
	Н.АЮ,	6.0-10 10	9.2	
	Н,ВО,	5.8-10 10	9.2	
	- Н48ІО4	2.0-10 10	9.7	
	НДеО6	2.0-10®	7.7	
ЕО(ОН)п	нею.	1.1-Ю"2	2.0	Слабкі
	нио.	4.0-104	3.4	
	н,со,*	1.32-10'4	3.9	
	Н28О,	1.3-Ю-2	1.9	
	Н,АзО4	6.5-10-’	2.2	
	н,ро4	7.3-10"’	2.1	
		3.1-10"2	1.6	
ЕО,(НО)п	НВгО3	2-Ю"1	0.7	Сильні
	нсю3		* -1	
	нюз	1.7-10"1	+0.8	
	нио3	4.4-10	-1.6	
	Н,МпО 2	4	== 10"'	= 1	
	н.,5°4	1-Ю’	-3	
				
ЕО/ОН)	НС1О4	2-102	=: 10	Дуже СИЛЬНІ
	НМпО 4		-2.3	
рК;і] карбонатної кислоти Н2СО3, очевидно, не можна віднес-
Ти Рівняння дисоціації кислоти:
Іі ,С0
нсо3,
--- карбон(ІУ) оксид со2, розчиняючись у воді, лише част-
оби ВзаємоДіє 3 нею, утворюючи карбонатну кислоту Н2СО3. Якщо
'ЛИТІЇ справжнє значення рКа1 кислоти, враховуючи реальну
Рну концентрацію її молекул у розчині, дістають рКа1^3.9.
45
Це значення близьке до величини рКп1 групи кислотних гідрокси-
дів, що мають один негідроксидний атом Оксигену в молекулі.
Між атомами трьох елементів Н, О і Е у гідроксидах є конку-
ренція в притяганні електронів. Таким чином, кислотні властивості
гідроксидів залежать від ВЕН центрального атома Е, числа атомів
Оксигену (для кислотних гідроксидів одного елемента), числа атомів
Гідрогену в молекулі та від розчинника.
Різке зростання сили кислот у ряді кислот із збільшенням ш
можна пояснити відтягуванням електронної густини від зв’язку
Н — О на зв’язок О - Е. Наприклад, НС1О4
о
Н-> О-^ СІ^О
II)
о
Із збільшенням ступеня окиснення центрального атома Е збіль-
шується ш, наприклад, НСЮ - НСЮ4, тому сила кислот, звичай-
но, зростає:
нею
рКа
С1(ОН)
7.50
НС1О2
СЮ(ОН)
1.97
НС1О3	НС1О4
СЮ9(ОН) С1СЦОН)
-1	-10
КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА СТІЙКІСТЮ
Стійкість кислотних гідроксидів визначається мірою здатності їх
молекул розпадатися на оксид і воду. Виходячи з цього всі кислотні
гідроксиди можна класифікувати на нестійкі (наприклад, Н2СО3,
Н28О3), які майже повністю розпадаються на кислотний оксид і воду,
навіть у сильно розведених розчинах і за звичайних умов.
Друга група — це кислотні гідроксиди (наприклад, Н2СгО4, НС1О3,
НСЮ), які можуть існувати лише в розчинах, концентрація яких не
перевищує певного значення для кожного кислотного гідроксиду.
Третя група — кислотні гідроксиди, які стійкі за звичайних умов
і не розпадаються на оксид і воду. Наприклад, Н28О4, Н3РО та ін.
КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ ЗА ОКИСНО-
ВІДНОВНИМИ ВЛАСТИВОСТЯМИ
За окисно-відновними властивостями кислотні гідроксиди мож-
на розділити на дві групи:
1. Кислотні гідроксиди — окисники (металів) лише за рахунок
гідроген(1+)--катіонів (наприклад, Н28О4 (розв.), Н3РО4). Ці кислотні
гідроксиди взаємодіють лише з тими металами, які здатні окисню-
ватися гідроген(1+)-катіонами з утворенням розчинних солей. •
46
Кислотні гідроксиди — окисники за рахунок аніонів — кис-
чоТних залишків (наприклад, Н1ЧО3, концентровані Н28О4, НС1О,
НСЮ - І Г<ЯО3, НСЮ4, Н2СгО4 тощо). Продуктом відновлення, напри-
ктр'^ НИО3 і Н28О1 є різні оксиди (N0, ПО2? 8О2) або ін. сполуки.
КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ
ЗА РОЗЧИННІСТЮ У ВОДІ
Іяльшість кислотних гідроксидів добре розчиняються у воді.
Але є й такі кислотні гідроксиди, які практично не розчинні у
воді. Наприклад, Н28іО3, Н2АУО4, Н2Мо04 та ін.
ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ
Речовини, які утворюють кислотні гідроксиди, за звичайних умов
тверді. Для таких кислотних гідроксидів у кристалічному стані
характерні молекулярні структури (решітки), тобто такі, у вузлах
яких розміщені молекули, зв’язані між собою водневими зв’язка-
ми. Оскільки зв’язок за допомогою позитивно поляризованого ато-
ма •Гідрогену найслабший серед відомих хімічних зв’язків, то
кристалічні структури кислотних гідроксидів не міцні. Це тверді
речовини, наприклад, Н3РО4, Н5Юб, НбТеОб. Але кислотні гідроксиди
за звичайних умов є рідини. Наприклад, Н28О4, НИ03, НС104.
Кислотно-основні властивості гідроксидів можна виявити лише
при хімічних взаємодіях. Зокрема кислотний характер гідроксидів
стає очевидним лише при взаємодії з сполуками, які проявляють
основну функцію.
Всі хімічні властивості кислотних гідроксидів поділяють на дві
групи:
а)	загальні для всіх кислот реакції, які зв’язані з наявністю в їх
розчинах гідроген(1—Цкатіонів (ОН34 — оксоній-іонів),
б)	специфічні, тобто характерні для окремих конкретних кис
лотних гідроксидів.
Загальні властивості всіх кислот:
1	• кислі на смак;
2	. змінюють забарвлення індикаторів (фіолетовий розчин лак
мусу у присутності кислот забарвлюється в червоний колір, мети-
лоранжу — в рожевий), що знайшло практичне використання в
якості якісних реакцій на кислоти;
• вступають у реакції кислотно-основної взаємодії, утворюючи солі:
а)	НМО.( н ИаОН МаМ0.( 4 Н20
11' -г он » Н20
Н23°, ' Са(ОН)2 -4 Са8О, » 2Н2О
2Н.8О, 4- Са(ОН)2 -4 Са(Н8О^)2 4 2Н2О
+ 2Са(ОН) - 4 (СаОН) 80 4 2Н,О
4 7
б)	2НЬГО3 + СаО Са(ЬЮ3)2 + Н2О
2Н* 4- СаО -> Са2* 4 Н2О
в)	НЬЮ, 4- ИаНСО, МаМО, 4 Н,О + С О,Т
Н" 4- НСО, -> Н,СО., -» Н,О 4- соЛ
г)	2НИО. + СаСО„ -> Са(МОч)9 + Н9СО,
2Н4 4 СаСО, -» Са2' 4 Н,СО,
д)	4НЬЮ3 + (СиОН)2СО3 -> 2Си(МО3)2 4 Н2СО3 4 2Н2О
4Н1 + (СиОН),СО_ -> 2Си2+ 4- Н,СО„ 4- 2Н,О
е)	Н„80, 4- Ге8 -4 Ге8О 4- Н„8?
7	2	4	4	2
. 2Н4 4- Ге8 -» Ре24 4- Н,8?
Отже, для основних і кислотних гідроксидів найважливішою
хімічною властивістю є взаємодія їх між собою з утворенням со-
лей (реакція солеутворення).
4. Реакції окиснення-відновлення:
Н,8О. (розв). 4- 2п -» 2п8О 4- Н_?
2	4 х	7	4	2
2 Н4 + 2п -> 2п24 4- НЛ
2
5. Здатні каталізувати деякі реакції. Наприклад, при наявності
кислотних каталізаторів до ацетилену приєднуються карбонові
кислоти. Продуктами такого приєднання є складні вінілові ефіри:
НзРО4
НС= СН + Н - О - Є СН3 ІЦС =СН О С сн3
II	II
О	О
Ацетатна кислота	Вінілацетат
(Етанова кислота)	(Вінілетаноат)
Але кислоти можуть і зменшувати швидкість хімічної реакції,
наприклад, реакція дисмутації гідроген пероксиду сповільнюєть-
ся у присутності сульфатної(УІ) кислоти Н28О4: 2Н2О2-^ 02 +2Н2О.
Ці властивості загальні для всіх кислот.
Друга група реакцій зв’язана з специфічними особливостями
різних кислот і ділиться на два типи:
1. Реакції, які ведуть до утворення нерозчинних солей — якісні
реакції на аніон конкретного кислотного гідроксиду. Наприклад,
Н28О4 (розв.) 4- ВаС12 Ва8О4Х 4- 2НС1
8О42 4- Ва24 -» Ва8О4Х
Ма.РО. 4- ЗА&МО, —4 А£.(РС> •! 4- ЗМаМО,
РО43 4- ЗАе* -» Ае3РО41
2. Окисно-відновні перетворення.
Вільні кислотні гідроксиди або аніони кислот у водних розчи-
48
х можуть вступати в окисно-відновні реакції за рахунок атомів
слс>тотвірного елемента:
Н.,80.( Н С12 + Н20 -4 Н28О4 + 2НС1
ой 80, (конц.) + Си -•> СиЗО, + 80,1 + 2Н,О
ОДЕРЖУВАННЯ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ (КИСЛОТ)
Взаємодією:
1.	кислотних оксидів з водою:
80, + Н,0	Н,80.	СгО, + Н,0 -о Н,СгО
з	4	6	4	О	/	/4
2.	солей з кислотними гідроксидами (згідно з правилом Бертоле-
Михайленка реакції у водних розчинах електролітів протікають у
напрямку утворення важкорозчинної, газоподібної або слабко-
іонізованої сполуки):
Иа,8іО, + 2НИ0, -> Н,8іО_і + 2МаИО,
2	О	О	2	О	О
(Умови реакції: сіль повинна бути розчинною, кислотний гідро-
ксид сильніший або менш леткий, ніж той, який одержують).
Ва(С1О,), + Н,8О. ВаЗО.4- + 2НСЮ.
\	4'2	2	4	4	4
3.	активних неметалів з водою:
СІ, + Н,О # НС1 + НСЮ
4.	окисненням деяких простих речовин:
ЗІ2 + ЮНМО3 -» 6НІО3 + ЮЬЮТ + 2Н2О
Вг2 + С12 4- 6Н2О -о 2НВгО3 + 10НС1
(38і + 4НМО3 + 18НГ -» ЗН2[8іЕ6] + 4ЕГ0І + 8Н2О)
5.	окисненням кислотних оксидів пероксидами:
Р,О, + 2Н,0, + Н,0 -» 2Н,Р0
2	<5	2	2	2	о 4
80, + Н,0, -» Н,8О
2	2	2	2	4
6.	гідроліз галогенідів неметалів:
РСЬ + 4Н,О -> Н,РОЛ + 5НС1
РІ, + ЗН,О -» Н,РО, + ЗНІ
<5	2	о о
2.3. АМФОТЕРНІ ГІДРОКСИДИ
Терміни “амфотерність”, “амфоліт” відображають кислотно-
основну двоїстість речовини (“атрйі” — і той, і інший). Амфотерні
гідроксиди — це водні сполуки амфотерних оксидів, які проявля-
ють слабкі кислотні та основні властивості. Всі амфотерні
гідроксиди важкорозчинні у воді, слабкі електроліти і не змінюють
забарвлення індикаторів. їх двоїстість проявляється в здатності
Дисоціювати як за кислотним, так і за основним типами (таблиця 5)
з Утворенням гідроген- та гідроксид-іонів. У кислому середовищі
49
посилюється дисоціація їх за основним типом, у лужному за
кислотним:
[АІ(ОН) (ОН ) ] - ЗНО' # [А1(ОН ) ]3! 4 зно
«.>	X» О	О	V	/.
[А1(ОН)3(ОН2)ч] 4 н2о # | А1(ОН) (ОН2)2] - НО
або А1(0Н)3	А13+ 4- ЗОН
А1(ОН)3 4-- Н20 # [А1(0Н)4] 4- Н1
Отже, напрям дисоціації амфотерного гідроксиду залежить від
рН розчину.
Амфотерні гідроксиди взаємодіють з ін. гідроксидами, легко
сплавляються з лугахМИ або розчиняються у водних розчинах лугів:
2А1(ОН) 4- ЗН 80 -» А1 (80 ) 4- 6Н9О
'	о	/	4	/ 4	4 • о	/
І
А1(ОН)3(к) 4- ИаОН (к) <± ИаАЮ2 4- 2Н2О
А1(ОН)3(к) 4- МаОН(р) -4 2Н2О Иа[А1(ОН)4 (Н2О)2]
А1(ОН)3(к) 4 ОН’ 4- 2Н2О [А1(ОН)4(Н2О)2]
Таблиця 5
Константи йонізації деяких амфотерних гідроксидів
за основним та кислотним типами
Сполуки	К^, Е(ОН)п	К , НпЕОп а
Ве(ОН)2	К = 110’3	К = 2-Ю’0
А1(ОІ4)3 - НА1О2	К, = 2-Ю10	К, = 6-Ю'2
211(014),	К = 1.5-10’	К = 7.140 12
Са(ОН)3	К = 1.6-10"	К = 5-Ю "
Іп(ОН),	К = 1.3 10”	К = 1-Ю 16
А5(ОН)3 - наю2	К = 1-Ю"	К = 5.740 10
РЬ(ОН), •	К, = 9.6- 10-4	К = 2-Ю"
8п(ОН),	К, - ЬІО-12	6-Ю 18
8Ь(ОН)3 - НЗЬО,	—	К = 140 11
Сг(ОН)з - НСгО,	—	К = 940-'7
50
Отже, амфотерні гідроксиди утворюють два ряди солей, в яких
мфотерний елемент є в складі катіона або . аніона солі.
У системі амфотерного гідроксиду осад - розчин є ряд рівноваг,
н<і схематично можна представити, наприклад, на прикладі цинк
 и гідроксиду так:
Яп(ОН)2 # 2гО 4 2ОН
7п(ОН)2 4- 2Н2О # [2п(ОН)4]2 т 2Н1
(1)
(2) або
2Н+ -і-[7п(ОН)4]2 <2 2п(ОН)2 # 2іп2 20Н	(3)
розчин	осад	розчин
Ця спрощена схема дозволяє зрозуміти ряд властивостей і особ-
ливостей йонізації амфотерних гідроксидів. При дії кислоти на
аку рівноважну систему цинк дигідроксиду зв’язуються гідроксид
лій ОН в слабко дисоційовані молекули води:
20Н 4 2Н^ <2 2Н2О
рівновага реакції (1) зміщується вправо.
При дії на цинк дигідроксид лугу гідроген--іони зв’язуються
ідроксид-іонами доданого лугу з утворенням води:
2Н 4- 20Н <2 2Н2О
рівновага реакції (2) зміщується вправо.
В обох випадках порушується рівновага, внаслідок чого цинк
игідроксид буде розчинятися. Завдяки можливості такого
міщення рівноваги дисоціації, практично нерозчинні у воді
мфотерні гідроксиди розчиняються в розчинах кислот та лугів.
При дії надлишку розчину лугу амфотерні гідроксиди розчиня-
ться з утворенням гідроксосолей. При нагріванні гідроксосолі
трачають воду і перетворюються в оксосолі:
і
Ца,[Хп(0Н)4]	^а22пО2	4	2Н/)
динатрій діоксоцинкат
Найбільш типовими амфотерними гідроксидами є: Ве(ОН)2,
"(ОН),, А1(ОН)3, 8п(ОН)2, РЬ(ОН)2, 8Ь(ОН)3, Сг(ОН)3 тощо.
Сг(ОН)3, 8п(ОН)2 і 8Ь(ОН)3 при сплавленні з твердими лугами
ри нагріванні утворюють подвійні оксиди. Наприклад,
?-Ог(ОН), 4- 2КаОН Д
О
і
'"(ОН), 2МаОН
№ О Сг.О + 4Н.О	(1)
^Сг.,0,
Ма,О-8пО ( 2Н,О	(2)
^28пО2
51
І
23Ь(ОН), - 2КаОН N3,0-86,0, + 4Н,0 (3)
Ма28Ь2О4
тобто утворюють натрій оксид хром(ІІІ) оксид або динатрій дихром
тетраоксид (1), натрій оксид станум(П) оксид або динатрій станум
діоксид (2), натрій оксид дистибій триоксид або динатрій дистибій
тетраоксид (3).
Інші ж амфотерні гідроксиди при сплавленні з лугами утворю-
ють оксосолі. Наприклад,
і
А1(0Н)3 + ИаОН ИаА1О2 4- 2Н2О (натрій діоксоалюмінат(Ш)),
і
РЬ(ОН)9 4- 2НаОН—-> Ма9РЬО9 4- 2Н9О (натрій діоксоплюмбат(П)).
При дії розчинів лугів на амфотерні оксиди чи гідроксиди хро-
му (III), стибію(ІІІ), стануму(ІІ), цинку(ІІ), алюмінію(ІІІ) тощо ут-
ворюються гідроксосолі. Наприклад,
Сг(ОН)3 4- ЗИаОН Ма3[Сг(ОН)6] — натрій
гексагідроксохромат(ІІІ),
8Ь(ОН)3 4- МаОН Ма[8Ь(ОН)4] — натрій
тетрагідроксостибат(ІІІ) або
8Ь(ОН)3 4- ЗКОН -> К3[8Ь(ОН)б] — калій
гексагідроксостибат(ІІІ)
8пО + 2МаОН 4- Н2О Ма2[8п(ОН)4] — натрій
тетрагідроксостанат(П)
А1(0Н)3 -4 ЗМаОН Ма3[А1(0Н)б] - натрій
гексагідроксоалюмінат(ІІІ)
Отже, амфотерні гідроксиди на відміну від основних чи кис-
лотних гідроксидів можуть утворювати з лугами подвійні оксиди
або оксо- і гідроксосолі.
За своїм складом амфотерні гідроксиди не відрізняються від
основних гідроксидів. Тому номенклатура амфотерних гідроксидів
аналогічна номенклатурі основних гідроксидів.
ВЛАСТИВОСТІ АМФОТЕРНИХ ГІДРОКСИДІВ
Всі амфотерні гідроксиди — тверді речовини, важко розчинні у
воді. Амфотерна природа гідроксидів підтверджується експеримен-
тально, тобто дослідним шляхом, але передбачити природу сполуки
можна на основі вивчення будови гідроксиду в кристалічному стані.
Гідроксиди металів з яскраво вираженими, тобто з типовими
основними властивостями мають кристалічні структури, побудо-
вані з метал-іонів Мп+ і гідроксид-іонів ОН . Таку структуру ма-
ють гідроксиди лужних металів (МаОН, КОН тощо).
52
Гідроксиди з помірно вираженими основними властивостями
(наприклад, ЬіОН, Са(ОН)2) кристалізуються з утворенням шарува-
тих кристалічних структур (решіток).
У кристалах типово амфотерних гідроксидів є координаційні
групи М(ОН)4 або М(ОН)6. Частина гідроксогруп може одночасно
належати двом і навіть трьом метал-іонам Мп4. При цьому
гідроксогрупа ОН бере участь в одному йонному зв’язку та одно-
му або двох ковалентних зв’язках, утворених за донорно- акцеп-
торним механізмом. При цьому донором однієї чи двох неподіле-
них пар електронів є атом Оксигену гідроксогрупи ОН .
Амфотерні гідроксиди:
1.	взаємодіють з кислотними гідроксидами та оксидами:
Хп(ОН)2 4- 2НЬГО3 2п(ЬГО3)2 4 2Н2О
Хп(0Н)9 4- 80	Хп804 4- Н90
4	'	о	4	£
2.	реагують з основними гідроксидами та оксидами:
Хп(ОН)2 -4 2К0Н —* К2[Хп(ОН)4]
Хп(0Н)9 4- М^О	М£2пО9 -4 Н90
м	4	4
3.	термічно не стійкі:
2А1(0Н), -> А1 О + ЗН„О
Якщо амфотерний елемент у сполуках проявляє різні ступені окис-
нення, то амфотерність відповідних гідроксидів буде виражена по-
різному. Для нижчих ступенів окиснення в гідроксидів спостерігаються
основні властивості (наприклад, Сг(ОН)2), а в самого елемента — металічні
властивості, тому він входить до складу катіона (наприклад, СгС12).
Для високих ступенів окиснення в гідроксидів спостерігається перева-
жання кислотних властивостей (наприклад, Н2СгО4), а в самого елемен-
та — неметалічних властивостей, тому він входить до складу аніона
(наприклад, СгО42). Для проміжних ступенів окиснення в гідроксидів
спостерігаються кислотно-основні властивості (наприклад, Сг(ОН)3),
тобто амфотерні (наприклад, СгС13, Ма3[Сг(ОН)6].
Отже, властивості оксидів і гідроксидів залежать від ступеня
окиснення атома відповідних хімічних елементів.
ОДЕРЖУВАННЯ АМФОТЕРНИХ ГІДРОКСИДІВ
1.	Взаємодія солей з лугами:
А1С13 4- ЗИаОН -» А1(ОН)3Х -4 ЗИаСІ
(Умова реакції: еквівалентна кількість речовини лугу).
2.	Взаємодія солей з кислотними гідроксидами:
На2[Хп(ОН)4] 4- 2НМО3 -> 2НаНО3 -4 Хп(ОН)2г 4- 2Н2О
53
(Умова реакції: відсутність надлишку кислотного гідроксиду, тобто
еквівалентна або стехіометрична кількість кислотного гідроксиду).
Практично характер гідроксиду встановлюють експериментально.
Порівняння структурних формул кислотних (наприклад, Н28ОЦ),
основних (наприклад, Са(ОН)2) та амфотерних (наприклад, Зп(ОН)2)
гідроксидів дозволяє встановити схожість у їх будові: наявність од-
накової послідовності сполучення атомів Н - О -- Е. Це дозволяє
об’єднати групи речовин загальним поняттям — гідроксиди. Здатність
гідроксидів до дисоціації за кислотним, основним чи амфотерним типа-
ми залежить від порівняльної полярності зв’язків Н -- О і О - Е.
Якщо зв’язок Н - О більш полярний, ніж О - Е (різниця між
відносними електронегативностями атомів Оксигену і Гідрогену
(ДВЕН(Н - О) більша, ніж різниця між відносними електронега-
тивностями атомів Оксигену і елемента (ДВЕН(Е - О)), то гідроксид
дисоціює у водному розчині як кислота.
Якщо зв’язок О - Е більш полярний, ніж зв’язок О - Н, то
гідроксид дисоціює за основним типом.
Якщо зв’язки Н - О і О - Е приблизно рівнополярні, то гідроксид
проявляє амфотерні властивості (амфоліт).
Висновок про тип гідроксиду можна зробити також і на основі
величини йонного потенціалу (Р.). Йонний потенціал одночасно
враховує вплив радіуса і заряду йона на кислотно-основні власти-
вості гідроксидів:
^(йона)
*і ті ~ Є Де 2 - заряд йона, г - радіус цього йона
11 йона
Таблиця 6
Природа гідроксидів та значення . для Еи+
Основні гідроксиди		Амфотерні гідроксиди		Кислотні гідроксиди	
Формула	к	Формула		Формула	
Ід ОН	1.09	Ве(ОН);	2.42	І^ВО,	3.86
№ОН	1.01	АЦОН),	2.29	дсо,	4.46
КОН	0.87	Сг(ОН)'	2.17	цю,	3.78
М§(ОН)2	1.60	2п(ОН)2	1.55		4.20 5.76
Са(ОН),	1.37	8п(ОН)2	1.40	нло3	
Ва(ОН)2	1.18	РЬ(ОН)9 £	1.23	нею 4	5.18
54
Якщо \/Рі < 1.6 , то це основний гідроксид, > 3.8  КИС-
ЛОТНИЙ гідроксид. Амфотерним гідроксидам відповідають переваж-
но проміжні значення >/ї'>і (таблиця 6).
Для пояснення зміни кислотно-основної природи однотипних
сполук часто використовують явище поляризації йонів, тобто
деформацію електронної оболонки йона під дією електростатичних
сил іншого йона. Чим більший радіус йона, тим “рихліша” його
електронна оболонка і вона легше деформується під дією електро-
статичних сил іншого йона, який наближається до йона з такою
•‘рихлою” оболонкою. Чим вищий заряд і менший радіус йона?
тим він краще поляризує інший. Іншими словами, чим вищий
йонний потенціал, тим йон краще поляризує інший йон.
Високу поляризуючу дію мають, наприклад, такі йони: Ве2б
А13 + , Ті4+, 02‘, М3~ (самі погано поляризуються), а слабку — Сз\
Ва2\ РЬ2\ І , 82‘, але самі добре поляризуються.
Поляризація призводить до зміцнення зв’язку між йонами,
що істотно впливає на дисоціацію сполуки, затрудняючи її-
Наприклад, М&(0Н)9 — основний гідроксид середньої сили, а
Хп(ОН) — типовий амфотерний гідроксид. М&2+-(г =0.078 нм)
X	X	. 'X	'	' МЕ
і Хп2' (г2 2-» =0.083 нм) — іони мають близькі йонні радіуси. Але
іон має восьмиелектронну конфігурацію (1з22з22р6) зовніш-
нього електронного рівня, а 2п2+-іон (1з22з22р63з23р63сі10) має
зовнішній електронний рівень з 18 електронів. Поляризуюча дія
ішнк-катіона на оксид-іони вища. Крім того, необхідно ще врахувати
більшу поляризацію цинк-катіона, ніж магній-катіона. Ці два
фактори діють в одному напрямку, тобто зміцнюють зв’язок атомів
Цинк -Оксиген, який стає більш міцним, ніж зв’язок атомів Магній"
Оксиген. Тому 2п(ОН)2 слабша основа, ніж М^(0Н)2.
Отже, якщо в молекулі є один або кілька фрагментів Е - О - Н з
сильнополяризованими зв’язками Е ~ О та О - Н, то за одних умов
розриваються О - Н - зв’язки, (гідроксид є кислотним), а за інших
Е-О-- зв’язки (гідроксид є основним).
2.4.	ГІДРОКСИДИ В ПРИРОДІ
природі зустрічаються лише стійкі, важкорозчинні гідроксиди,
нк складові різних мінералів. Наприклад, природний алюміній
4ригідроксид, полімер (мінерал гідраргіліт) має шарову кристалічну
с/гРуктуру. Шари складаються з октаедрів А1(ОН)6, між шарами
Д!,оть водневі зв’язки.
55
Інший приклад, мінерал сасолін — Н3ВО3 — один з природних
мінералів Бору, який містить бор(ІІІ) гідроксид-тригідроген три-
оксоборат. Інші гідроксиди штучно попадають у навколишнє се-
редовище. Так відомі випадки аварій на залізних дорогах, при
яких кислоти (Н28О4, НМО3) з цистерн попадають у навколишнє
середовище, забруднюючи обширні території і завдаючи великих
екологічних та економічних збитків.
НМО3 поступає в навколишнє середовище з водними стоками
машинобудівельного, лакофарбу вального, текстильного та полігра-
фічного виробництв.
Особливо шкідливе закислення грунту. Хімічна суть процесу
закислення грунту полягає в пониженні рН середовища, що обу-
мовлюється попаданням у нього різних кислот, як мінеральних,
так і органічних. Основними джерелами забруднення грунту кис-
лотами є хімічні виробництва, відходами або прямим продуктом
яких є кислотні гідроксиди або оксиди.
Шкода від закислення грунту: в кислому грунті не може розви-
ватися більшість мікроорганізмів, які населяють грунт, зникає
унікальна рослинність, відбувається інтенсивніше міграція бага-
тьох елементів, особливо металів. Дуже чутливі до підвищення
кислотності грунту дерева хвойних порід. Хвоя в таких умовах
швидко набуває жовтого кольору і опадає.
Водні розчини кислотних гідроксидів, присутні в повітрі у
вигляді туману, пари кислот викликають у людей подразнення
дихальних шляхів, руйнування зубної емалі, пошкодження рогівки
ока, можуть викликати неврологічні зрушення, розлад кишково-
шлункового тракту, токсичний гепатит. Пара НМО3 приблизно на
25% токсичніша для людини, ніж нітроген(ІУ) оксид. Переведен-
ня підприємств на замкнуті цикли є одним із способів зменшення
шкідливої дії водних стоків на навколишнє середовище.
Контрольні завдання
1.	У відповідності з правилом Полінга кислотні гідроксиди
ЕО(ОН)п при т=0 — дуже слабкі, при т=1 — слабкі і при т>2 —
сильні протоліти — кислоти у водному розчині. За правилом
Полінга оцінити силу кислот Н2М2О2, Н1ЧО2, Н№03 і Н3МО4 у вод-
ному розчині. Скласти рівняння протолітичних реакцій.
Назвіть ці гідроксиди (кислоти).
2.	За правилом Полінга передбачити силу кислот Н(РН2О2),
Н2(РНО3), Н3РО4, Н4Р2О7, н4Р2о6, н2Р03к у водному розчині. Скла-
сти рівняння протолітичних реакцій. Назвати ці сполуки.
3.	За правилом Полінга передбачити силу кислот Н2СО3, Н2С2О4 і
Н48іО4. Скласти рівняння протолітичних реакцій. Назвати ці кислоти.
56
Дописати рівняння реакцій, вказати умови, ознаки, тип
ій та назвати продукти реакції:
КОН (надлишок) 4- КаА1(8О4
Н3РО4 + м§3(ро4)2 ->
Н28О4 (розб.) 4 М& —>
За(ОН)2 4- 8О2 -»
Ва(ОН)2 4- М2О3 -»
Са(ОН)2 4- 8О3 ->
КаОН 4- 7п 4- Н20 ->
Н3РО4 4 ИН3
НМО3 + Ма3[АІ(ОН)6]
ИаОН + ЗеО2 ->
8г(ОН), + Ва(Н8О,)„
Н28О4 + ВаО ->
КОН + Сг(ОН)3 -»
ВІ(ОН)3 + Н28О4 ->
А1(ОН)3 + Н28О4 ->
Сг(ОН)3 + Н28О4 ->
Ре(ОН)2 + Н3РО4
Сг(ОН)3 + НЬГО, -»
Н3РО4 + КОН ->
Ве(ОН)2 + НС1 -»
Мп(ОН)2 + Н3РО4 ->
Мі(ОН)2 + Н28О4 ->
8г(ОН)2 + НРО3 ->
Н„8О. + МН-Н,О -»
МаОН 4- Ве 4- Н2О ->
ИаОН 4- Та 4- О2 —»
НРО, 4- Н£С12 4- Н2О ->
МаОН 4- 8і 4- Н2О ->
Н28О4 4- РЬ —>
В 4- КС1О3 4- МаОН ->
ньго3 4 саз ->
НЬЮЧ 4 N1 -»
о
3.
5.
7.
9.
11
13
15
17
19
21
23
25
27
29
31
33
35
37
39
41
43
45
47
49
51
53
55
57
59
61
63
Н28О4 (конц.) + М§ ->
КОН + Вг2 ->
КОН + 8і
ИаОН + У2О5
. Са(ОН), + СаН2Р2О7 ->
. Са(ОН); + С12О
. Са(ОН), + ХпО
. Н28О4 - СаО -»
. КОН + РЬО -»
. Ва(ОН)2 + Н3РО4 -»
. Ге(ОН)3 + НИО3 -»
. Н,МоО, + ТШ.  Н,0
. 8п(ОН)2 + НС1
. ВІ(ОН)3 + НМО3
. Са(ОН), + СО2 + Н2О -»
. ЬіОН + Н3РО4
. Ва(ОН)2 + Н3РО4
. Н28О4 + 8г(ОН)2 ->
. Сг(ОН)3 + НМО3 ->
. Ре(ОН)2 + Н28О4 -4
. М®(ОН)2 + Н3РО4
. ВІ(ОН)3 + Н3РО4
. Н28О4 + А§
. КОН + Сг + о2 ->
. нью3 + Ві -»
. Н.РО, + А§МО.. + Н2о
. Н28О4 4- 8п
. НМО3 4- Ві ->
. НМО3 4- Са ->
. НИО3 4 Со
. Ві(ОН)3 4 КОН
57
64. Н.,РО2 - 2п + Н28О,
66. НКТО3 4- Р - Н2О
68. НКОа 8п ->
70. КОН - 8іС - О2
72. КОН - Оа + Н2О ->
74. Со(ОН) - О2 + НО ->
76. №(ОН)3 -»
65. КОН - 8п 4 Н?О - ->
67. Н3РО2 + Д£*ГО3 - Н2О
69. ІШО3 4- 8пС12 - НС1 ->
71. КОН 4- (СМ)2 -4
73. Н28О4 4- В —>
75. ЬІІ(ОН)2 ~ Вг НО
77. Со(ОН)3
3. СОЛІ
Солі — це постійний супутник життя людини, найбільш поши-
рений, найбільш багаточисельний і найбільш різноманітний за
властивостями клас неорганічних сполук. Людина знайома з соля-
ми ще до появи писемності. У давнину були відомі кухонна сіль,
мармур, вапняк, сода, поташ, амоній хлорид, алюмо-калієвий га-
лун, аргентум нітрат(У) тощо. Спочатку людина використовувала
солі несвідомо, вона не знала, що являють собою солі і чи є ще
речовини, схожі на солі. Свідоме використання солей пов’язане з
ім’ям німецького хіміка і лікаря І.Р.Глаубера (1604-1670), який
першим сказав, що сіль — продукт взаємодії кислоти з лугом, тобто
розкрив найголовнішу властивість сполук цього класу.
Проте було й інше визначення солей: сіль — це тверда речови-
на, яка розчиняється у воді і має який-небудь смак. Але таким
вимогам відповідає багато речовин (наприклад, цукор, луг), які
нічого спільного не мають з солями.
Глаубер знав багато природних солей і досить багато їх одержу-
вав у домашніх умовах. Так, наприклад, глауберову сіль він одер-
жав при взаємодії сульфатної(УІ) кислоти Н28О4 з кухонною сіллю
МаСІ, а також показав, що ця сіль має послаблюючу дію на організм
людини. Йому були відомі калій хлорид КС1, цинк дихлорид 2пС12,
станум(ІІ) хлорид 8пС12, купрум(П) хлорид СиС12, амоній хлорид
МН4С1, у своїх дослідах він використовував амоній ацетат (етано-
ат) СН3СООМН4, солі Стибію 8Ь, Арсену Аз, Меркурію Н§, Арген-
туму А§ і навіть описав кристалічну структуру деяких з них. *
Те, що сіль — продукт взаємодії кислоти і лугу підтвердив та-
кож Отто Тахеній (1644-1678), а Фрідріх Гофман (1660-1742) ви-
явив у природних водах солі Кальцію, Магнію, Натрію і Заліза.
Великий вклад у вивчення солей вніс французький вчений Г.Ф.Ру-
ель, який підтвердив, що сіль — це продукт взаємодії кислоти з
основою і встановив відмінність між нейтральною, кислою (гідро-
ген-сіллю) і середньою сіллю.
58
1’уель, діючи на калій сульфат(УІ) К.,8О( сульфатною(УІ) кис-
лотою В28О^ (1754 р.), одержав калій гідрогенсульфат(VI) КНЗО4,
а потім ввів термін “основа”, розуміючи під цим будь-яку речови-
ну, яка при взаємодії з кислотами утворює солі. Французький
вчений А.А. Дюамель де Монсо (1 700- 1781) вперте одержав натрій
карбонат Ма2СО., і показав його відмінність від калій карбонату
К2СО.(, а також встановив, що кам’яна сіль, глауберова сіль і бура
містять одну й ту ж саму основу - “натр”.
Великий французький вчений А.Л.Лавуазьє (1743-1 794), який
правильно пояснив процес горіння (як реакцію сполучення речо-
вини з киснем і цим самим відкинув теорію флогістону), вважав,
що будь-яка кислота, а, отже, і будь-яка сіль, містять у своєму
складі атоми Оксигену. З відкриттям нових хімічних елементів
(18-19 ст.) росте число відомих солей, хоч є випадки, коли солі
були відомі давно, а самі прості речовини метали виділені лише у
19 ст. (наприклад, барій, стронцій ).
Великою подією в історії хімії стала робота комісії Паризької
академії наук під головуванням А.Л.Лавуазьє у складі К.Бертоле,
Л.Гінтона де Морво і А.Фуркруа, яка вперше у 1787 р. запропону-
вала наукову класифікацію неорганічних сполук на основі кисне-
вої теорії горіння і якісного аналізу речовини.
У пізнанні природи солі істотну роль відіграли дослідження
Ж.Л.Гей-Люссака (1819 р.), спрямовані на вивчення залежності
розчинності солей у воді від температури. Він вперше побудував
криві розчинності і запропонував використовувати їх при одержанні
солей у лабораторії та з природних джерел.
З появою теорії електролітичної дисоціації (С.Арреніус, 1887 р.)
вивчається характер поведінки солей у розчинах, встановлюється
факт різної електропровідності розчинів солей залежно від концен-
трації речовини у розчині, дається повніше визначення цього класу
сполук і намічаються причини корінної відмінності їх від речовин,
які не проводять електричний струм у розчинах чи розплавах,
зв’язані з різним типом хімічного зв’язку.
Солі, які на першому етапі їх вивчення уявлялись як сполуки
двох протилежних начал: кислотних і основних, пізніше були одер
жані при взаємодії похожих речовин, в результаті сполучення їх.
Так відбувалося при розчиненні аргентум хлориду А§С1 у розчині
амоніаку МН3-Н2О, ферум диціаніду Ее(СМ)2 — у розчині калій
Ціаніду КСМ, меркурій(ІІ) йодиду Н§12 — у розчині калій йодиду
КІ тощо, тобто одержувалися солі — координаційні сполуки.
Нині солі — це продукти повного або часткового заміщення
атомів Гідрогену в кислотних гідроксидах на метал чи металоподібні
59
групи атомів (N11), УО2’, ПО2' тощо) або гідроксидних груп основ-
них чи амфотерних гідроксидів на залишки кислотних гідроксидів
(на кислотні залишки).
З позицій теорії електролітичної дисоціації солі — це електро-
літи, які у водних розчинах чи розплавах дисоціюють з утворенням
катіонів та аніонів, відмінних від гідроген(І-г)- і гідроксид-іонів.
Солі — це тверді кристалічні речовини, переважно з йонним
типом структури, забарвлені або безбарвні, без запаху чи мають
запах, стійкі або леткі за звичайних умов. Зв’язок метал-іона з
кислотним залишком йонний, а між атомами елементів кислотно-
го залишку — полярний ковалентний.
Термічна стійкість і температура плавлення солей пов’язані із
взаємною поляризацією йонів, які утворюють сіль. Поляризація і
поляризуюча дія йонів залежить від заряду, радіуса та структури
зовнішнього квантового шару (або верхнього енергетичного рівня)
йонів. Поляризуючою дією аніона і поляризацією катіонів, зви-
чайно, нехтують, оскільки вони не значні. Тому взаємну поляри-
зацію йонів розглядають як взаємодію двох факторів — поляризу-
ючу дію катіона і здатність до поляризації аніона.
При однаковій електронній структурі зовнішнього квантового шару
катіонів їх поляризуюча дія зростає із збільшенням заряду і зменшен-
ням радіуса. Наприклад, в ряді: Ма+, М§2+, А13+, 8і4+, Р5+ поляризуюча
дія йонів зростає, бо збільшується заряд і зменшується радіус йонів.
Отже, в межах періоду ступінь полярності хімічного зв’язку спо-
лук поступово зменшується з ростом заряду ядра атомів елементів.
У межах груп періодичної таблиці елементів із збільшенням
протонного числа елемента радіус атома елемента зростає, а заряд
йона не змінюється. Тому поляризуюча дія катіонів зменшується,
а полярність хімічного зв’язку збільшується. Особливо велику
поляризуючу дію мають метал-катіони з 18-електронними зовніш-
німи квантовими шарами.
За пропозицією І.І.Гесса солі вперше ділили на середні, кислі
та основні.
Нині за складом солі є: середні (або нормальні), гідроген-солі,
основні, подвійні та змішані.
3.1. СЕРЕДНІ СОЛІ
Середні солі можна розглядати як продукт повного заміщення
атомів Гідрогену, які визначають основність кислотних гідроксидів,
на метал чи металоподібні групи атомів або всіх гідроксогруп ос-
новних чи амфотерних гідроксидів на залишки кислотних
гідроксидів (кислотні залишки).
60
У середній солі залишком основи є катіон металу, а кислотний
залишок не містить атомів Гідрогену. Наприклад:
Основа	Залишок основи	Кислота	Залишок кислої II	Сіль
АІ(ОІІ),	АР*	Ц5О4	.40/	АЦ8О4),
М?(ОН)2	м§2'	ЦІЧ	«V	М§2(РО4),
При дисоціації середні солі утворюють лише катіони металу чи
металоподібних груп атомів та аніони — кислотні залишки. На-
приклад:
Ма,8Ол	2Ма* + 80,2~,	(МНл),80л -> 2ЬГН/ + 80Л
2	4	4	'4'24	4	4
Особливість дисоціації середніх солей у тому, що катіони й аніони
цих солей не можуть самостійно дисоціювати. При дисоціації у водних
розчинах утворюються не вільні, а гідратовані йони, наприклад:
Си8О4 + пН2О = [Си(ОН2)4р + [8О4(Н2О)п 4]2
Число молекул води біля гідратованих йонів різне, не завжди відоме
і залежить від молярної концентрації солі, яка розчинена. Вода не бере
участі в хімічних реакціях солі, тому в рівняння дисоціації пишуть
формули йонів, а не формули гідратованих йонів. Наприклад:
Си80. = Си2' т 80 2
4	4
Відомі сполуки елементів з Оксигеном, у яких атоми електро-
позитивного елемента мають різні ступені окиснення і валентність.
Наприклад, РЬ2О3 і РЬ3О4 (РЬРЬО3 і РЬ2РЬО4). Такі сполуки елементів
з Оксигеном є солями:
РЬРЬО3 — плюмбум(П) триоксоплюмбат(ІУ),
РЬ2РЬО4 — плюмбум(П) тетраоксоплюмбат(ІУ).
У кристалічній структурі таких сполук є групи атомів, які
відповідають складу кислотних залишків РЬО32 і РЬО/ :
РЬ(ОН)2 + Н2РЬО3 -» РЬРЬ031 4- 2Н2О
2РЬ(0Н). + НЛРЬОЛ РЬ,РЬОЛ1 + 4Н О
НОМЕНКЛАТУРА СЕРЕДНІХ СОЛЕЙ '
Формулу солі можна читати, застосовуючи числові префікси,
число Штока або число Еванса-Бассета. Наприклад,
Н§2СгО4— димеркурій хромат(УІ), димеркурій(І) хромат(УІ),
димеркурій(2+) хромат(УІ);
61
А12(8О4)а— діалюміній трисульфат,
алюміній(Ш) сульфат(УІ).
Але солі можна називати і неповністю. Наприклад,
Кта3РО — натрій фосфат(У),
Са(МО3)2 — кальцій нітрат(У),
К2СО3 — калій карбонат.
Такі назви дозволяються у тих випадках, коли катіон має: ста-
лий ступінь окиснення.
З середньої солі можна одержати гідроген-сіль додаванням кис-
лоти. Наприклад,
М§3(РО4)2 + Н3РО, ЗМ§НРО4
3.2. ГІДРОГЕН-СОЛІ
Гїдроген-солі — це солі, які у водному розчині при дисоціації утво-
рюють катіони металу і гідрогену(І-і-) та аніони кислотного залишку.
Гідроген-солі дисоціюють постадійно: як сильні електроліти і
як слабкі електроліти. Наприклад,
КН8О4 —> К* т Н8О4“ — сильний електроліт
Н8О4“ # Н1 т 8О42 — слабкий електроліт
(якщо водний розчин розбавлений).
Отже, особливість дисоціації гідроген-солей у тому, що аніони
цих солей можуть самостійно дисоціювати за типом слабких
електролітів з утворенням гідроген(1-+-)-іонів.
Гідроген-солі — це продукти неповного заміщення атомів Гідро-
гену, які визначають основність кислотних гідроксидів, на метал
або металоподібні групи:
Залишок основи	Залишок кислоти	Гідроген-сіль
Са£м	НСО;	Са(НСОз)2
РЬ2+	Н8О ‘ 4	РЬ(Н8О4)2
Ва2+	НРОЛ 4	ВаНРО,
КН ” 4	НРО 2- 4	(КН4)2НРО4
Гідроген-солі утворюють лише багатоосновні кислоти.
Наприклад:
Н,Р04 — ИаН.РО	Н,РО, -- К2НРО,
<5	4	2	4	<5	4	2	|
62
Такі солі у водних розчинах і в твердому етані (при нагріванні
або при сплавленні з іншими речовинами) здатні атоми Гідрогену
замітати на метал або металоподібну групу атомів. Таким чином,
гідроген-солі проявляють властивості звичайних кислот. Тому для
них характерні властивості, які мають звичайні кислотні гідроксиди.
Наприклад:
КН8О, + КОН К28О4 - Н2О
КН8О4 + НН3-Н2О К1ЧН48О4 -г Н2О
2КН8О, + М§ -•» Н2 + М§8О4 4- К28О4
2КН8О, + СиО -> Си8О4 К28О4 - Н2О
2КН8О4 + Си(ОН)2 -> Си8О4 + К28О4 + 2Н2О
2КН8О4 + Ма2СО3 -> Иа28О4 + К28О4 Т С02 - Н20
2КН8О + На,8і0,	Н,8і0, + На,80, - К,8О,
КН80 + ВаСІ -> Ва80 + КС1 -г НС1
4	2	4
Дещо по-іншому веде себе натрій дигідрогенфосфат МаН2РО4,
оскільки Н2РО4'-іон дисоціює слабше, ніж Н8О4"-іон,
МаН РО -> На' + Н,РО/ Н,РО; # Н’ - НРО 2
24	24	24а	4
що підтверджують значення констант дисоціації цих йонів (кис-
лот) Кд:
Кд Н80; = 1.2-10 2, а Кд Н2РО4 = 6.2-Ю’8,
тобто Н2РО4" - іон — слабша кислота, ніж Н8О4 - іон — кислота.
Тому для КаН2РО4 характерні лише деякі реакції:
2ИаН2РО4 + М§ Н2 + МеНРО4 + Ка2НРО4
ИаН2РО4 + 2КаОН Ка3РО4 2Н2О
КаН2РО4 - СиО -> 0
КаН2РО4 -і- Ка2СО3 -> 0	КаН2РО4 + Ка28іО3 -> 0,
тобто КаН2РО4 не реагує з СиО, Ка2СО3 і Ка28іО3.
Отже, гідроген-солі при дії на них основ переходять у середні солі.
Умови утворення гідроген-солей:
наявність надлишку кислотного гідроксиду, який реагує з основ-
ним чи амфотерним гідроксидами або з основним та амфотерним
оксидами, а також з металами.
За своїми властивостями гідроген-солі є проміжні сполуки між
середніми солями та кислотними гідроксидами. Гідроген-солі, зви-
чайно, добре розчинні у воді. Чим більше атомів Гідрогену, які
визначають основність кислоти, у молекулі гідроген-солі, тим вища
розчинність солі. Але є й винятки (наприклад, КаНСО3 натрій
гідрогенкарбонат, КНС4Н4О6 калій гідрогентартрат тощо). Майже
всі гідроген-солі нестійкі і існують лише у розчинах.
63
Гідроген-солі утворюють слабкі багатоосновні кислоти, в яких
друга стадія йонізації (наприклад, Н2СО3) чи третя стадія йонізаціі
(наприклад, Н3РО4) незначні. Тому у розчинах цих кислот є бага-
то НСО3 - і НРО42’ -іонів. СО32 - і РО43 -іони практично в кисло-
му середовищі відсутні. Тому, наприклад, Са2‘ - іони можуть ут-
ворювати гідроген-солі Са(НСО3)2, СаНРО4.
У розчинах сульфатної(УІ) кислоти Н28О4, крім Н8О4 - іонів, є
також ЗО42 -іони, з якими катіони лужноземельних металів ут-
ворюють солі, нерозчинні у воді:
М24 + 8О2‘ -> М8О41,
де М24	—	Са2+—, 8і2н-, Ва2+-іони.
Утворення осаду зміщує рівновагу дисоціації гідрогенсуль-
фат(1-)-іона Н8О4‘ вправо:
Н80; # Н4 + ЗО2'
Водні розчини кальцій гідрогенкарбонату Са(НСО3)2 нестійкі,
особливо в лужному середовищі та при нагріванні, оскільки поси-
люється дисоціація гідрогенкарбонат(1-)-іона НСО3:
НСО3 # Н4 + со2-
Тому з розчинів завжди випадають в осад карбонати.
У розчинах сульфатної(УІ) кислоти Н28О4 особливо у присут-
ності надлишку її, солі двохвалентних металів часто утворюють
сполуки складного складу, наприклад, Н2[Са(8О4)2], тобто
координаційну кислоту, яка дає солі складу М[Са(8О4)2], а при
розведенні водою протікає реакція:
Н2[Са(8О4)2] -» Са8О4 + Н28О4
Більшість сульфатів більш-менш розчиняються у розведеній
сульфатній(УІ) кислоті Н28О4. Наприклад, у розчині кальцій суль-
фату Са8О4 є Са24 -, Н+ -, Н8О4 - і 8О2" - іони, тому формально
можна вважати, що у розчині в дисоційованому вигляді є гідроген-
сіль, але виділити її в твердому стані не можна.
Те ж саме відбувається при додаванні сульфатної(УТ) кислоти
Н28О4 до магній сульфату М&804 чи купрум(П) сульфату Си8О4: у
розчині є метал-іони, Н4 -, Н8СГ - і 8О2 -іони.
Слабка сульфідна кислота Н28 з лужноземельними металами
теж утворює гідроген-солі М(Н8)2, які легко одержуються з водно-
го розчину при надлишку дигідроген сульфіду Н28.
У водному розчині дигідроген сульфіду є Н+- і Н8 -іони.
82~-іонів майже немає. Тому при випарюванні розчину одержу-
ються гідроген-солі.
64
НОМЕНКЛАТУРА ГІДРОГЕН СОЛЕЙ
Гідроген-солі багатоосіь’вних кислот називаються та	।
 ередні, але з додаванням до назви аніона слова “гідроген ; >1КІЦо
:реба, то з числовими префіксами.
Наприклад, НаН8О — натрій гідрогенсульфат(УІ).
ИаН2РО4 — натрій дпгідрогенфосфат(У).
Ва(Н8О3)2 — барій гідрогенсульфат(ІУ);
Нта2Н.дд6 — динатрій тригідрогеніодат(\ ]])
3.3.	ОСНОВНІ СОЛІ
Основні солі розглядають як продукти неповного зам іщ1?ння
: ідроксид-іонів основних або амфотерних гідроксидів на з-:.лишкн
•:ислотних гідроксидів:
Залишок основи	Залишок кислоти	Основна сі ль
		и	1	1 І
і	СиОН'	8О42	(СиОН)„8< ч 4
		,
АІ(0Н)2^	№3‘	А1(0Н)Ло
		
8Ь0'	N0;	8Ь0И03
В основних солях атом металу разом із зв’язаною з ним гідрОК.
'«групою утворює складний катіон, який вказується в їх Формулах
Наприклад, (СиОН)2СО3, (М§ОН)2СО3 замість Си2(ОН) со чи
Іф,(ОН)2СО3.	'	!
Основні солі утворюють лише багатокислотні гідроксиди. Мо-
лекули основних солей містять катіони металу і аніони КІ,елс,тно-
о залишку та гідроксо- або оксо-групи. Тому основні сс.ді е
З’їроксидо- та оксидосолі.
У водному розчині гідроксидосолі дисоціюють з утворення;,( од
ЧОГО катіона і двох аніонів: кислотний залишок та гідроксид- ^он
Наприклад:
М§ОН1УО3 М§ОН4 -7- N0,
М&ОН1 # М§2* + ОН (у розбавлених водних розчинах,
Отже, особливість дисоціації гідроксидосолей у тому, що кат.они
можуть самостійно дисоціювати за типом слабких електр<іЛ;т в
Умови утворення основних солей: наявність надлишку ОсІов.
чого чи амфотерного гідроксиду, який реагує з кислотний гідро-
'еіідом або з солями.
Гідроксидосолі можна розглядати як продукти при«дн..ння
молекули гідроксиду до молекули середніх солей цього ж металу.
Наприклад, 2РЬСО,!-РЬ(ОН)2, Ке2(8О|).(-ре(ОІІ),і.
Деякі основні солі зустрічаються в природі як мінерали, на-
приклад, малахіт Си(ОН)2СиСО3, азурит 2СиСО3-Си(ОІІ)„.
Для гідроксидосолей можливі реакції, які характерні для
середніх солей та для основ. Наприклад:
А1ОН8О4 - 2ИаОН А1(ОН)31 + Иа.,80,
2А1ОН8О, + Н28О4 -» А12(8О4)3 - 2Н2О
Таким чином гідроксидосолі при дії на них кислот переходять
у середні солі. Основні солі малорозчинні у воді і при нагріванні
розкладаються^ виділенням води:
(СиОН)2СО3-> 2СиО - СО2 + Н2О
Оксидосолі (наприклад, ВіОЇ>Ю3, (ВіО)28О4, 8ЬОИО3 тощо) мож-
на розглядати як продукти дегідратації гідроксидосолей.
Наприклад:
ВІ(ОН)2МО3 -» ВіОЬГО3 - Н2О 8Ь(ОН)2ЬЮ3 -> 8ЬОХО3 - Н2О
Але оксидосолі можна розглядати і як продукти неповного замі-
щення атомів Оксигену в основному або амфотерному оксиді кис-
лотними залишками. Наприклад, у Ві2О3, заміщуючи атоми Окси-
гену кислотними залишками N0,^, одержують Ві2О2(МО3)2 або ВіОЇ>ГО3.
Утворення оксидосолей найбільш характерне для елементів
Стибію 8Ь, Вісмуту Ві, Титану Ті, Ванадію V, Вольфраму Ш, Урану
И (ТіО8О(, ¥О804, 8ЬОМО3 тощо). Останнє пояснюється тим, що
гідроксидосолі цих елементів легко втрачають воду. Наприклад,
ВіС13 + 2ИаОН -» Ві(ОН)2С1 + 2ИаС1
Ві(ОН)2С1 -» ВіОСІ А н2о
ВіС13 А 2ИаОН ВіОСІ + 2ИаС1 + Н2О
•' НОМЕНКЛАТУРА ОСНОВНИХ СОЛЕЙ
Основні солі (гідроксидо- та оксидо-) можна називати як подвійні
солі, вважаючи ОН“ та О2 за гетероаніони. Аніони перелічуються
в алфавітному порядку.
Наприклад:
ГеОН8О4 — ферум(ІІІ) гідроксид сульфат(УІ);
А1ОН8О4 — алюміній гідроксид сульфат(УІ);
ВіОИО3 — бісмут(ІІІ) нітрат(У) оксид;
8ЬОИО3 — стибій(ПІ) нітрат(У) оксид;
8ЬОВг — стибій(ІН) бромід оксид;
(СиОН)2СО3, Си2СО3(ОН)2 —дикупрум(П) дигідроксид карбонат.
66
3.4.	ПОДВІЙНІ СОД)
Подвійними солями називаються такі солі, які утворені кількох,,
різними катіонами і одним і тим же аніоном (кислотним залишком)'
Наприклад, КА1(8О4)2, (КН4)Ке(8О|)2, КИа2РО4 тощо.
Отже, подвійні солі — це продукти заміщення атомів Гідрогену
в молекулах кислот на атоми двох чи кількох металів або метало-
юдібнпх груп атомів.
Утворення подвійних солей характерне для б.ігатоосновннх
..пслот та деяких металів (А1, Сг, Ге, V тощо ).
Подвійні солі у водних розчинах дисоціюють з утворенням двох
видів катіонів і одного аніона, тобто тих йонів, які є в кристалічній
труктурі солі, і є сильними електролітами.
Наприклад,
МП ,Ре(8О4)2N11/ 4- Б'є3’ -Г 28О,2
Як видно, особливість дисоціації ПОДВІЙНИХ солей у тому, Що
катіони і аніони їх не можуть самостійно дисоціювати. Подвійні
олі своєю електролітною природою не Відрізняються від тих про-
дих солей, з яких вони побудовані.
НОМЕНКЛАТУРА ПОДВІЙНИХ СОЛЕЙ
У назві подвійних солей катіони перераховуються в алфавітно-
му порядку (Порядок назви солі може відрізнятися від порядку
зшису формули). Наприклад:
КА1(8О4)2 — алюміній калій дисульфат(УІ);
МН1Ь"е(8О4)2— амоній ферум(ПІ) Дис.ульфат(УІ);
К,.\аРО4 — дикалій натрій фосфат(У);
1лХ’аКРО4 — калій літій натрій фосфат(У);
ПаХН4НРО4— амоній натрій гідрогенфосфат(У);
КСг(8О4)2-12Н2О — калій хром(ІП) Дисульфат(УІ)-вода(1 /12).
3.5.	ЗМІШАНІ СОЛІ
(л>лі, до складу яких входить один катіон металу або одна мета-
лоподібна група атомів, але два різних аніони, називаються змішаними
Наприклад, А1(МО3)8О4, Сг(УО3)8О4.
Такі солі при дисоціації у водних розчинах утворюють один
сид катіонів і два види аніонів.
Наприклад,
А1(ХО3)8О, -> АН -і N0, - 8О42
Ге(ЛЮ3)8О,Б'є* ИО3 - 8О2
67
Змішані солі {«зчиняються у воді і є сильними електролітами. Такі
солі утворюють лише багатокислотні основні або амфотерні гідроксиди.
НОМЕНКЛАТУРА ЗМІШАНИХ СОЛЕЙ
Формули змішаних солей записуються і читаються в алфавіт-
ному порядку.
Наприклад:
А1(МО3)8О4 — алюміній нітрат(У) сульфат(ХТ),
Ві(МО3)8О4 •— бісмут(ІІІ) нітрат(У) сульфат(УІ).
3.6.	СХЕМАТИЧНЕ ЗОБРАЖЕННЯ БУДОВИ СОЛЕЙ
ЗА ДОПОМОГОЮ СТРУКТУРНИХ ФОРМУЛ
Зображення багатоатомних частинок за допомогою структурних
формул показує лише взаємне положення атомів у них, але нічого
не говорить про просторове розміщення атомів, тобто про стереохі-
мічну (геометричну) форму частинок. Знання ж геометричної фор-
ми частинок дозволяє передбачити їх хімічну активність і реакційну
здатність, тобто передбачити хімічні властивості речовини.
Структурні формули середніх, гідроген- та гідроксидосолей не
мають сенсу, оскільки солі мають йонну кристалічну структуру, в
якій немає молекул. В учбовому процесі структурні формули необ-
хідно складати лише у тих випадках, коли вони відображають
реальні будову і властивості речовин.
Наприклад, сіль, кристалічна речовина Си(КО3)2 — купрум
динітрат. Си2’-іон оточують шість МО“-іонів. У газовій фазі
виявлені молекули Си(МО3)2, будову яких передає така схема:
/°х	°\
О- N СиХ N О
(Лінії показують порядок взаємного розміщення атомів).
3.7.	ВЛАСТИВОСТІ СОЛЕЙ
За властивістю розчинятися у воді солі поділяють на розчинні
(наприклад, МаМО3, РЬ(ЬЮ3)2), мало розчинні (наприклад, СаСО3,
Са8О4) і практично не розчинні (наприклад, Ва3(РО4)2, Са3(РО4)2
тощо). Більшість солей стійкі до нагрівання. Але солі мало актив-
них металів, слабких кислот, в яких атоми кислототвірного еле-
мента проявляють вищий або нижчий ступінь окиснення, а також
гідроген-солі та основні солі термічно розкладаються. Наприклад:
68
2Си(К0.,)2-ЗН2О - 2СнО - 4І\'ОД- О.Д • 611,0
І
СаСО3 СаО । СОД
2КС1О, 4 2КС1 4- ЗО2Т
(
2МаНСО3-> \та2СО3 - Н2О ' СО2Т
і
(СиОН)2СО3 -> 2СиО 4- Н2О + СО.Д
*	(МІ4)2СО3-> 2НН.Д - ЩО 4 СО2Т
*	Сіль розкладається за кімнатної температури.
Солі не мають загальних властивостей, бо не мають спільних йонів.
У хімічних реакціях солей виявляються особливості як катіонів
металів, так і аніонів, які входять до складу солі. Катіони металів
солей у розчинах можуть вступати в реакції з іншими аніонами
або металами, наприклад:
4-	СІ —> А§С11,	Ре34 4- ЗОН -4 Ре(ОН)31
2Ре3к 4-21-4 2Ре2+ -- І2,	Си2+ + Ре -» Си - Ре2'
Такі реакції застосовують у практиці хімії як якісні реакції ка-
: іонів чи аніонів.
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ СОЛЕЙ
1.	Середні солі взаємодіють з:
а)	кислотами:
Ха,СО - Н,,80 -> Ка,8О4 4- Н,О 4 СОД
б)	основами:
Си8О4 4- 2АтаОН Си(ОН)Д -г- На2ЗО,
в)	металами:
Си8О( 4- Ре —> Си т- Ре8О(
г)	оксидами:
і
Со8О4 - В2О3 Со(ВО2)2 - 8О3
д)	солями:
Ка2СО3 + Са(МО3)2 -» СаСО;іі 4- 2КаНО,
2.	Гідроген-солі, подібно до кислот, взаємодіють з речовинами
основного характеру (основами, основними оксидами та солеподіб-
ними сполуками), утворюючи солі. Наприклад:
ХаНСО3 ХаОН -» Иа2СО3 - Н20
-\аН2РО( + К2О КаК2РО( т Н20
69
К’аН2РО4 -4- 2ИаС1 -> 2НС1  К'а.,РО4
Гідроген-солі слабких кислот взаємодіють з більш сильними
кислотами:
2МаНС0, + Н,80, -> N3,80, + 2Н,0 - 2С0,
•>	і. 4	2	4	2	2
3.	Основні солі взаємодіють з речовинами кислотного характеру
(кислотами, кислотними оксидами), утворюючи солі.
Наприклад:
А1(ОН)2МО3 + Н28О4 -» А1(8О4)(МО3) + 2Н2О
МЄ(0Н)М03 + С02 -» МЄ(НСО3)МО3
Основні солі взаємодіють з лугами, наприклад:
М§(0Н)М03 + МаОН -» М§(0Н)2і + МаМ03
Гідрокси досолі, важкорозчинні у воді, при нагріванні втрача-
ють воду, утворюючи оксидосолі. Наприклад:
А1(ОН)2МО3 -» А10М03 + н2о
З іншого боку, аніони, які входять до складу солей, можуть
взаємодіяти з катіонами або вступати в окисно-відновні реакції:
8О42’ + Ва24 -» Ва8О4і,	80/ + 2Н4 -> 8О2 + Н20
8і0 /' 4- 2Н4 -» Н 8І0 ,	80/ + І, 4- Н,0 -» 80/ + 21 т 2Н4
о	2	<5	<3	2	2	4
Такі реакції теж використовуються в якісному аналізі.
Отже, солі у водних розчинах можуть взаємодіяти з іншими соля-
ми, основними та кислотними гідроксидами, металами і неметалами.
При реакції розплаву солі чи оксиду з металами відсутня енергія
гідратації і вклад вносить енергія утворення кристалічної структури.
Солі слабких кислот (аніонів — добрих електронодонорів) та
основ (катіонів — добрих комплексоутворювачів) у водних розчи-
нах істотно гідролізуються. Наприклад:
Ге3* т НОН # [Ге(ОН)]21 4- Н‘
(Ре(ОН)]2’ 4- НОН # [Ге(ОН)2] ' 4- Н4
СО/ -г НОН # НСО3 - ОН
3.8.	ОДЕРЖУВАННЯ СОЛЕЙ
Способи одержування солей грунтуються на хімічних власти-
востях основних класів неорганічних сполук та простих речовин
(металів і неметалів).
Солі тісно пов’язані з усіма класами неорганічних сполук і мо-
70
жуть бути одержані практично .ч будь-якого ІНШОГО КЛаСС
неорганічних сполук.
Наводимо приклади можливих випадків одержування солей з
інших класів сполук.
Утворення солей
1.	металами:
Ее -• Си8О4 (р) -4 Ее8О4 (р) — Си,
Ее - Н28О4 (р) - Ее8О4 (р) - Н.2Т
2п 2КаОН (к) -> Ма2ХііО2 (к) 4- В/Г
2.	неметалами:
ЗС1, т- 6КОН 5КС1 + ксю3 +• зн2о
38 + 6МаОН-> 2Ма28 + Ха?8О3 4- ЗН2О
3.	основними, кислотними та амфотерними оксидами:
СаО + 8іО2 -4 Са8іО3
Р2О5 + 6МаОН 2Иа3РО4 - ЗН2О
СиО -і- 2НЬЮЯ -> Си(МО3)2 - Н2О
А12О3 4- 2пО -> 2п(АЮ2)2
Л12оз 4 38О3 у А12(8О4)3
А12О3 4- СоО Со(А102)2
4.	в окисно-відновних реакціях основних, кислотних та амфо
терних оксидів або гідроксидів:
ЗЕеО 4- ЮНМО3 -> ЗЕе(МО3)3 N0? + 5Н2О
28О2 4- 02 4- 4ИаОН -» 2Ма28О4 4- 2Н2О
і
Сг2О3 4- ЗКИО3 4 4К0Н -4 2К2СгО4 - ЗКМО2 4 2Н2О
2Сг(ОН)3 4- ЗС12 -г- ІОМаОН 2Иа2СгО4 4- бНаСІ - 8Н2О
5.	основними гідроксидами:
Са(ОН)2 4 С02 -4 СаСО3Х 4- Н20
2МаОН 4- РЬО -> 2Ма2РЬО2 4 Н20
2К0Н + РЬ(ОН)2 К2РЬО2 4 2Н2О
М8(ОН)2 4- 2НКО3 МЄ(1ЧО3)2 - 2Н2О
Ва(ОН)2 + Н28О4 Ва8О41 4- 2Н2О
7]
6.	кислотними гідроксидами:
Н2ЙО4 - М£ - > М£8О4 - Н2?
Н28О( - Са(ОН)2 Са8О4Х 4 2Н2О
ЗН28О4 4 Ре2О3 Ее2(8ОД3 4- ЗН2О
2НИО3 4- МЄСО3 -> М£(МО3)2 4- Н20 + С02?
7.	солями:
А§МО, 4- МаСІ -» А§С1І 4- МаМО,
8О2Т
Ма28О3 4- Н28О4 -> Ма28О4 4- Н28О3
'ЧДО
Не(МО3)2 4- Си —» Си(МО3)2 4- Не
Ма 8О3 т Вг 4- Н,О -> Ма 80 4- 2НВг
4	0	4	4	4	4
Перелічені способи одержування солей не вичерпують усіх
можливих реакцій, які можуть привести до утворення солей.
3.9.	СОЛІ В ПРИРОДІ
У земній корі солі поширені у вигляді мінералів. Наприклад, бура
Ма2В4О7-ЮН2О, кальцит СаСО3, магнезит М§СО3, доломіт СаСО;і-М§СО3,
целестин 8г8О4, мірабіліт Ма28О4-ЮН2, сидерит ГеСО3 тощо.
У воді солі зустрічаються в розчиненому стані. Це Ма-, К+~,
МН/-, Са2'-, М§2'-, Ке2*-, Ге3*-, Мп2+-, А13*-, НСО3*~, СО32-,
80/-, СГ-, Н8 -, Г -, М02 -, М03--, РО/ -, Вг*-, І -іони.
Природні води за сольовим складом є гідрогенкарбонатні (кар-
бонатні), сульфатні і хлоридні. Але в найбільших кількостях це
Ма+~, К+-, Са2+-, М§2*-, НСО3 ~, 80/- і СГ-іони. Катіони луж-
ноземельних металів Са2' і М§2' обумовлюють твердість води, яка
є мірою вмісту у воді цих йонів.
Скидання неочищених стічних вод у водоймища веде до заб-
руднення водоймищ нерозчинними солями та ін. речовинами, погір-
шення фізико-хімічних властивостей води і кисневого режиму,
зміни рН, отруєння водних мешканців токсичними речовинами,
різке погіршення всього гідрохімічного режиму водоймища і умов
існування в них живих організмів.
Особливо шкідливо діють важкі метал-іони (Н§2*-, РЬ2-, С<і2+-,
Мі2*-, Си21-, 2п2*-іони), присутні у водоймах. Вони викликають
утворення міцних комплексів з білками, порушення структури
хромосом і подавлення синтезу галактоліпідів та хлорофілу, по-
рушення сумарної проникливості клітинної оболонки, тобто фото-
синтезу, дихання та осморегуляції.
Неправильне зрошування, привнесення солей грунтовими і
72
поверхневими водами, засоленість грунтоутворених порід (залиш-
кова засоленість) тощо є причиною засолення грунтів, тобто збіль-
шення вмісту легкорозчинних солей у грунті. Останнє веде до
• творення солонцюватих і солончакових грунтів.
Щільна димка, яка огортає більшість промислових районів,
івляс собою розпилений амоній сульфат(УІ) (ЬГН4)28О4, який утво-
рюється у повітрі при взаємодії КТН3 з парами сульфатної(УІ) кис-
лоти Н28О4. Нітрати(У) і нітрати(ІЇІ), як і солі важких металів
підносяться до хімічних забруднювачів навколишнього середови-
да. У природних умовах нітрати(У) відновлюються до нітратів(ПІ),
.ікіцо є надлишок вологи, недостача вологи або значна інтенсивність
онячної радіації. Присутність МН4* - і N0,, - іонів у воді є озна-
кою недавнього забруднення води, а М03 - наслідок більш ран-
нього забруднення води.
Основні джерела надходження нітратів(У) і нітритів (нітра-
ті в(Ш)) у грунт — це інтенсивне застосування азотовмісних доб-
рив, відходи тваринницьких комплексів, каналізаційні стоки тощо,
ї’рунт забруднюється триоксонітратами(У) і амоніаком >Ш3
•.наслідок того, що частка засвоєння рослинами грунтового
нітрогену менша (складає 25-83%), ніж його вносять (добрива
завжди вносять у надлишку), тому грунт пересичений Нітрогеном.
Триоксонітрати(У)-можуть нагромаджуватися у рослинах внаслі-
док наявності надлишку азотних добрив у грунті, низької вологості
грунту, розбалансованості елементів харчування, дефіциту Фос-
фору, Калію, Молібдену та ін.
Збільшення вмісту триоксонітратів(У) у рослинах значно зни-
жує їх біологічну цінність і смакові якості, наприклад, овочевих
культур. У бульбі картоплі знижується вміст крохмалю, підви-
щується їх схильність до захворювання, плоди погано зберігаються.
З метою попередження забруднення навколишнього середовища
триоксонітратами(У), а, отже, зниження їх втрат грунтом, пра-
вильно вибирають дози, терміни і способи внесення добрив, вико-
ристовують добрива з малим вмістом баластних речовин та добри-
ва пролонгованої дії, регулюють процеси нітрифікації.
Підвищення вмісту триоксонітратів(У) в організмі тварин і
людини викликає розширення судин, утворення в крові метгемо-
глобіну і пошкодження мембран еритроцитів. Можливе ендогенне
Утворення нітрозамінів із діоксонітратів(ІП) і амінів безпосеред-
ньо в травному тракті. Діоксонітрати(ПІ) шкідливо впливають на
організм, оскільки зв’язують феру.м(2—)-іони гемоглобіну крові і
порушують дихальну функцію крові.
Особливо шкідливо діють на організм людини великі кількості
(юлей важких металів (Н§2', Ссі21, РЬ2*, 8г2‘, Ва21 тощо), обумов-
люючи розлад центральної нервової системи, послаблення роботи
Сеі>іія, пригнічення росту або проявляють канцерогенну дію.
73
Контрольні завдання
Закінчити рівняння, вказати
назвати продукти реакцій.
1. (МН4)2НРО4 - Н2О
3. А12(8О )3 - Ма2СО, 4- Н2О
5. Сг2(8О4)3 - Ка2СО3 + Н20
7. Си8О4 - Кта2СО3 -г Н20 ->
9. Мп8О4 - Н2О2 4- КОН -»
11. Сг2(8О4)3 4- Н2О2 т КОН
13. КМпО4 + Н2О2 - Н28О4 -4
15. [Сг(ОН)2]28О4 -» Сг2(8О4)3
17. КС103 - 2п 4- Н28О4 -»
19. Ма28О3 тІ2 + МаОН ->
21. Ма28О3 4- КМпО4 4- Н2О
23. К3АзО3 4- 02 -»
25. Са(ОН)2 - Н3РО4 -»
27. Ге8О4 4- К2Сг2О. 4- Н28О4 ->
29. Кта28О3 4- К2Сг2О. 4- Н20
31. Ма28О3 + Ре2(8О4)3 4- Н20 ->
33. Ма28О3 + К2МпО4 4- Н2О -»
35. КМпО4 4- Н3РО3 ~ Н28О4 ->
37. Мп8О4 4- КтаВіО3 4- НМО3
39. АЄМО3 4- Н3РО2 + Н20 -»
41. РЬ(МО3)2 4- Ма28О4 -»
43. 8гСО3 4- С02 -> 8г(НСО3)2
45. Са(ОН)2 -> Са(Н2РО4)2
47. Ге(ОН)3 -> ГеОН8О4
49. Ві(МО3)3 -» ВіОМО3
51. Са(ОН)2 -» СаНРО4
53. КОН -» КН80
і	4
55. КМО ->
умови, ознаки, тип реакцій та
2. Ее2(8О,)3 - Н2О -4
4. ТІ(8О4)2 + Н20
6. 8Ь(ОН)8О4	8Ь2(8О4)3
8. [8Ь(ОН)2]28О4	8Ь2(8О,)3
10. КІ т Н2О2 -і- Н28О4 --4
12. К2Сг2О. Н2О2 і- Н28О,
14. ВіО(МО3) -4 ВІ(КО3)3
16. Ге8О4 + КС1О3 -г- Н28О4 -
18. МаОСІ + КІ 4 Н28О4
20. Ма28О3 + КМпО4 - Н28О4 ->
22. Ка28О3 4 КМпО4 - КОН -4
24. Мп8О4 - КМиО4 4- Н2О ->
26. МаМО2- К2Сг2О. 4- Н28О4
28. К2МпО4 4 Н28О4 -»
ЗО. Ма3АзО3 -1 Ка2ТеО3 -
32. Ма3АзО3 АЄХО3
34. МаМО2 4- КМпО4 4- Н28О4
36. Мп8О4 4- ИаСЮ + КОН ->
38. Ее8О4 4 ИаМО3 4- Н28О4
40. Ма3АзО4 4 А£і\тО3
42. Сг2(8О4)3+КаОН СгОН8О4 і-
44. КОН КН8О4
46. МаОН -4 НаН2РО,
48. Со(ОН)? СоОНК03 .
50. Сг(ЬТО3)3 - Н2О
52. Са(ОН)2 СаН2Р2О.
54. СгОН8О4 -4 Сг2(8О4).(
56. К2МпО4 ->
74
4. СХЕМИ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХІМІЧНИХ ВЛАСТИВОСТЕЙ
ОСНОВНИХ КЛАСІВ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
ОКСИДИ	ОСНОВНІ ГІДРОКСИДИ
Розчинність у воді Одержування в лабораторії Взаємодія з:	Розчинність у воді Дисоціація Одержування в лабораторії
киснем воднем оксидами основними гідроксидами кислотними гідроксидами Термічна стійкість Якісна реакція	Взаємодія з: киснем воднем неметалами металами оксидами основними гідроксидами кислотними гідроксидами солями Термічна стійкість Якісна реакція
КИСЛОТНІ ГІДРОКСИДИ	СОЛІ
Розчинність у воді Дисоціація Одержування в лабораторії Взаємодія з: киснем воднем металами неметалами оксидами основними гідроксидами солями Термічна стійкість Окисно-відновні реакції Якісна реакція	Розчинність у воді Дисоціація Гідроліз Одержування в лабораторії Взаємодія з: киснем воднем неметалами металами оксидами основними гідроксидами кислотними гідроксидами солями Термічна стійкість Якісна реакція
75
РОЗДІЛ II. НАЙВАЖЛИВІШІ НЕОСНОВНІ КЛАСИ
НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
Значне число хімічних сполук, які мають практичне викорис-
тання, не вкладаються в рамки загальноприйнятої класифікації
найважливіших неорганічних сполук. Такі сполуки виділяють у
неосновні класи неорганічних сполук, які, очевидно, можна розді-
лити так:
1)	сполуки Гідрогену з металами; сполуки Гідрогену з неметалами
У-УІІ груп головних підгруп періодичної таблиці хімічних елементів;
2)	сполуки, які містять зв’язки неметал-неметал або метал-метал;
3)	похідні кислотних гідроксидів;
4)	нетипові бінарні сполуки елементів з Оксигеном.
1. СПОЛУКИ ГІДРОГЕНУ З МЕТАЛАМИ. СПОЛУКИ ГІДРОГЕ-
НУ З НЕМЕТАЛАМИ У-УІІ ГРУП ГОЛОВНИХ ПІДГРУП
ПЕРІОДИЧНОЇ ТАБЛИЦІ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ
СПОЛУКИ ГІДРОГЕНУ З МЕТАЛАМИ
Хімічний елемент Гідроген Н утворює бінарні сполуки з мета-
лами і неметалами. Сполуки Гідрогену з металами (і деякими неме-
талами) називаються гідридами. В гідридах атом Гідрогену має
негативний ступінь окиснення (-1).
З металами з-родини (лужні і лужноземельні метали) елемент
Гідроген утворює гідриди з йонним хімічним зв’язком. Це тверді
кристалічні речовини з йонним типом структури, стехіометричного
складу, солеподібного вигляду з високими температурами плав-
лення, розплави електропровідні.
З металами <1- і £- родин елемент Гідроген утворює металоподібні
гідриди з металічним блиском, електро- і теплопровідні, жаро- і
корозійностійкі, тверді, але більш крихкі, ніж вихідні метали,
густина менша від густини вихідного металу, з металічним і кова-
лентним зв’язками.
У металоподібних гідридах частина атомів Гідрогену віддає свій
електрон у зону провідності металу, а електрони решти атомів
Гідрогену утворюють з неспареними електронами металу ковалентні
зв’язки. Останнє є причиною збільшення твердості металоподібних
гідридів у порівнянні з вихідними металами.
Очевидно, від першої до п’ятої груп в періодичній таблиці має
місце поступовий перехід від йонних гідридів (типу солей) до гідридів,
у яких Гідроген знаходиться у вигляді гідроген(И-)-катіона.
Металоподібні гідриди мають нестехіометричний склад МН (УН,
ЦЬН, ТаН), МН2 (ТІН2, ХгН2, НШ2, 8сН2), рідше МН3 (ІЛІ3, РаН3).
За кислотно-основними властивостями гідриди є основні, кис-
лотні і амфотерні.
Основні гідриди •— це йонні сполуки Гідрогену з лужними і
лужноземельними металами. Наприклад, КН, СаН2тощо. Утворю-
76
ються основні гідриди при безпосереднії! взаємодії простих речовин
металів з воднем і є білі кристалічні речовини з високими
температурами плавлення, тобто є солями. їх розплави характе-
ризуються високою електропровідністю. Гідриди елементів першої
групи головної підгрупи мають структуру типу натрій хлориду
N301. Такі гідриди у воді легко гідролізуються з утворенням ос-
новного гідроксиду і водню:
ЕІІ т- Н20 -> ЕОН - Н2Т,
де Е Ка, К, 1л тощо.
Кислотні гідриди — це ковалентні газоподібні сполуки Гідроге-
ну з неметалами, які мають меншу електронегативність. Наприк-
лад, силіцій гідрид (силан) 8іН4, в молекулі якого є гідрид-аніон
(Н ). В реакціях з водою гідрид-аніон окиснюється гідроген(1 +)-
катіоном з молекули дигідроген оксиду Н20:
8ІН4 + 4Н2О -> Н48ІО4 + 4Н2?
4Н 4Н* 4Н2Т
Гідриди, які проявляють кислотно-основні властивості, наприклад:
А1Н3	4-	КН -о К[А1Н4]
кислотний
А1Н3	+	ЗВН, -> А1[ВН4]3
основний
Відмінність у хімічній природі гідридів легко встановлюється
за їх поведінкою у воді, тобто за їх гідролізом. Характерною особ
ливістю гідролізу, який протікає за окисно-відновним механіз-
мом, є виділення водню. За рахунок виділення газоподібного вод-
ню гідроліз протікає повністю і необоротно. При цьому основні
гідриди утворюють основні гідроксиди, а кислотні гідриди — кис-
лотні гідроксиди.
З погляду електронної теорії гідриди — сильні відновники за
гідрид-іоном (Е° 1/2 Н2/Н“ = -2.23 В), наприклад:
І.іН т Н2О-зН2Т + ЬІОН
З позицій теорії комплексоутворення гідрид-іон Н -ліганд:
І.іН + А1Н3-~> Еі[А1Н4]
літій тетрагідридоалюмінат(Ш)
Металічні гідриди використовуються як відновники для одер-
жування покрить з відповідного металу, а також для добування
металів у вигляді порошків. Для цього, наприклад, титан чи ва-
надій насичують воднем, утворений крихкий гідрид розтирають у
горошок і нагрівають у вакуумі, в результаті чого одержують
горошок металу. Оскільки чисті метали пластичні, то одержати
порошок простим розтиранням металу не вдається. Гідрид титану
Не “сховище” водню.
77
СПОЛУКИ ГІДРОГЕНУ З НЕМЕТАЛАМИ У-\Ч1 ГРУП
ГОЛОВНИХ ПІДГРУП ПЕРІОДИЧНОЇ ТАБЛИЦІ
ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ
Бінарні сполуки Гідрогену з неметалами У-У1І груп головних
підгруп газоподібні (за винятком дигідроген оксиду Н2О і гідроген
флуориду НЕ), молекулярної структури. У цих сполуках атом Гідро-
гену переважно має ступінь окиснення (+1), хімічний зв’язок ко-
валентний, характер якого залежить від природи неметалу:
а)	практично неполярний, наприклад:
Н3Р, Н3Аз;
б)	слабкополярний, але легко поляризується, наприклад:
Н28е, НВг, НІ;
в)	сильнополярний, наприклад:
Н3И (КН3), Н2О, НЕ, НС1.
Для сполук Гідрогену з Флуором, Оксигеном і Нітрогеном харак-
терним є утворення водневих зв’язків, що обумовлює високі темпе-
ратури плавлення і кипіння цих речовин.
Н3Р — молекула з валентним кутом 93.5°, набагато менш полярна
у порівнянні з молекулою амоніаку, це ковалентний фосфід, водне-
вий зв’язок між молекулами Н3Р практично не проявляється. Н3Р
— електронодонор лише при дії на нього найсильніших донорів
протонів (наприклад, НС1О4, Ш):
Н3Р(г) + НІ(г) -» РН4І (к)
РН4І малостійка безбарвна кристалічна речовина, похідна фос-
фоній-іона, в якій електропозитивною частинкою є РН4+ фосфоній-
іон. Солі фосфонію легко розкладаються водою.
Н3Аз — валентний кут 90°, хімічний зв’язок майже не полярний
і залежно від умов характер поляризації атома Арсену Аз може
змінюватися.
АзН4+-іон виявлений лише за допомогою ІЧ-спектра (у суміші
Н3Аз і НІ за низької температури). Отже, Н3Аз ще слабший
електронодонор, ніж Н3Р.
Сполуки Гідрогену з неметалами V групи з ковалентним по-
лярним хімічним зв’язком, наприклад, амоніак Н3И (тригідроген
нітрид), у водних розчинах проявляють основні властивості:
КЩ 4- Н9О # КН -Н9О # МІГ 4- ОН
Отже, Н3М проявляє основні властивості, тобто електронодонор
або акцептор протона Н+.
У молекулі Н3М можливе поступове заміщення атомів Гідрогену
на атоми металу з утворенням різних сполук. Заміщення протікає
як окисно-відновний процес:
2Н3М + 2Ма -> 2МаН2К 4- Н2Т
натрій амід
78
Н;іМ 4 2Ма №2нк - НД
натрій імід
2Н3И + 6№ 2Ма.Д + ЗН21
натрій нітрид
Сполуки Гідрогену з неметалами шостої групи головної підгрупи
рідкі або газоподібні речовини.
Н9О 4- НО -<± Н.О4 4 он
Н2О має кислотно-основні властивості, тобто електронодонор і
електроноакцептор.
НГ 4- Н2О Н3О{ 4 Г ,
де Г — Г , СІ , Вг , І.
НГ проявляє кислотні властивості, електроноакцептор.
З позицій електронної теорії атом Гідрогену з ступенем окис-
нення (4-1) — окисник. Наприклад,
2п + 2Н' —>2п2' + Н,Т
£
З погляду теорії комплексоутворення гідроген(14-)-катіон Н4
— центральний атом. Наприклад,
КМОЧ 4- НКО.
«5	«5
К[Н(МО3)2]
калій динітратогідрогенат(І)
Серед сполук Гідрогену з неметалами, які добре розчиняються
у воді, найбільше практичне значення мають сполуки Гідрогену з
галогенами (НГ - НІ), халькогенами (Н28, Н2Те) та Карбоном і
Нітрогеном (НСМ). Ці сполуки у водних розчинах проявляють
кислотні функції. Тому їх водні розчини називають кислотами.
Але вони не відносяться до кислотних гідроксидів, оскільки їх
молекули не містять у своєму складі атоми Оксигену. Водні роз-
чини таких сполук називають безкисневими кислотами.
Наприклад, гідроген хлорид НС1 у водному розчині веде себе
як кислота:
н2о
НС1(г) Н4 (гідр.) 4- СІ (гідр.)
НС1(г) 4- Н9О НО* 4- СГ або НС1 Н4 4- СГ
»	о
Н2о
Інший приклад: НІ(г) Н*(гідр) 4- І (гідр)
НІ (г) 4- Н90 НЧО 4 4- І або НІ Н4 4-І
У наведених сполуках Гідрогену з неметалами У-УІІ груп голов-
них підгруп атом Гідрогену розглядається як електропозитивна
(ступінь окиснення 4-1) частинка, а атом неметалу — як електро-
негативна частинка.
79
Назви моноатомних електронегативних частинок (аніонів) ут-
ворюють, додаючи суфікс -ид або -ід до кореня латинської назви
елемента неметалу. Наприклад,
Р' — флуорид-іон, флуорид-аніон, фторид-аніон;
СГ — хлорид-іон, хлорид-аніон;
Вг~ — бромід-іон, бромід-аніон;
І" — іодид-іон, іодид-аніон, йодид-іон, йодид-аніон;
82~ — сульфід-іон, сульфід-аніон;
8е2- — селенід-іон, селенід-аніон тощо.
Деякі гомоатомні аніони зберігають тривіальні назви, які поки
що дозволені. Наприклад, И3 — азид-аніон.
Є багаточисельна група гетероатомних аніонів, які закінчуються
на -ід або -ид. Наприклад, СЬТ"- ціанід-аніон, ИН2'- амід~іон,
0Н-- гідроксид-аніон тощо.
Кислоти, які походять від аніонів з суфіксом -ид (-ід), назива-
ються як бінарні або псевдобінарні сполуки гідроген-катіона (гідро-
ген(И-)-катіона). Наприклад,
НС1 — гідроген хлорид, водень хлорид;
НИ3 — гідроген азид, водень азид;
Н28 — гідроген сульфід, водень сульфід.
Для підкреслення належності водних розчинів цих сполук до
ки<слот можна будувати їх назви на основі назви аніона із закінчен-
ням — на та слова “кислота”. Наприклад,
НКГ3 — азидна кислота;
Н28 — сульфідна кислота;
Н28е — селенідна кислота;
Н2Те — телуридна кислота;
НЕ — флуоридна кислота;
НС1 — хлоридна кислота;
НВг — бромідна кислота;
НІ — йодидна (іодидна) кислота.
Можна також зберегти традиційні для водневих сполук назви, тобто
називати такі сполуки одним словом, в якому умовне позначення елек-
тронегативної частини зв’язане з назвою електропозитивної частини
(“всоднева”) через голосну “о” і додаєься слово “кислота”. Наприклад,
НЕ — флуороводнева кислота (флуороводень);
НС1— хлороводнева кислота (хлороводень);
НІ — йодоводнева кислота (йодоводень, іодоводень);
НИ3 — азидоводнева кислота (азидоводень).
БІНАРНІ СПОЛУКИ ГІДРОГЕНУ
З НЕМЕТАЛАМИ В ПРИРОДІ
Вода — дигідроген оксид Н20. Загальні запаси води в гідросфері,
то 65 то на поверхні земної кулі, приблизно в 10 разів більші об’єму
суіші, яка знаходиться над рівнем моря, і складають 1/800 об’єму
80
всієї планети. Але для виробничих потреб, для господарсько--по-
бутового водопостачання використовують поверхневі води річок,
озер і водосховищ, запаси яких складають лише невелику части-
ну загальної маси.
Поверхневі .води займають площу близько 361 км2. Проте через
підвищений солевміст тільки 2.7% всього об’єму поверхневих вод
складає прісна вода, при чому лише 0.36% є в місцях, де її добува-
ють порівняно просто. Основна частина прісної води міститься в
снігах і прісноводних айсбергах, головним чином у районі півден-
ного полярного кола. Штучне опріснення — процес дуже енергоєм-
ний. Тому нині розглядається проект буксування айсбергів до місць
суші, де практично відсутні запаси прісної води, з метою одержання
Гї при розтаванні льоду.
МН3 — амоніак. У значних кількостях амоніак МН3 поступає в
атмосферу, грунт і воду від різних виробництв. Основними джере-
лами надходження амоніаку ЬШ3 в навколишнє середовище є азот-
но-тукові комбінати, підприємства, які виробляють нітратну(У)
кислоту НМО3 і солі амонію, холодильні установки, а також, кок-
сохімічні заводи і тваринницькі ферми.
Шкода від великих концентрацій амоніаку в повітрі, грунті і
воді проявляється у зниженні фотосинтезу рослин, пошкодженні
сільськогосподарських культур (наприклад, гречки, капусти, со-
няшника, томатів тощо), зниженні здатності гемоглобіну крові
риб зв’язувати кисень О2 і затримувати ембріональний розвиток
деяких вид риб (наприклад, плотва). У випадку викидів неочище-
них від амоніаку водних стоків підприємством у риб може виник-
нути сильна інтоксикація, яка часто призводить до загибелі риб.
Амоніак у великих концентраціях може викликати у тварин за-
палення легень і навіть призвести до загибелі. Газоподібний амоніак
проникає через шкіру тварин, знижує активність ферментів
печінки, викликає дистрофію епітелію звивистих канальців ни-
рок, перешкоджає нарощуванню ваги тіла.
Людина теж чутлива до амоніаку. Амоніак добре розчиняється у
воді за звичайних умов і завдяки цьому затримується у верхніх
дихальних шляхах. Отруєння ним характеризується різким под-
разненням верхніх дихальних шляхів, головним болем, різким по-
колюванням в очах.
З метою захисту навколишнього середовища від шкідливих дій
амоніаку ЬЇН3 перспективними є маловідходне виробництво і утилі-
зація амоніаку.
Амоніак утворюється і в грунті, але грунт не сорбує газоподібний
амоніак МН3, Нітроген якого не доступний для рослин: ЬШ3 добре
розчиняється у воді, тому легко вимивається з грунтом.
Дуже важливу функцію фіксації атмосферного азоту ЬІ2 вико-
нують азотфіксуючі бактерії роду азотобактер (АгоіоЬасіег):
И2 -ь ЗН9 4- Е -> 2КН, або N. 4- 6Н4 4- бе 4- Е —> 2ШГ
£	«5	£	<5
81
Нітрифікуючі бактерії окиснюють амоніак до моногідроген
триоксонітрату НМО3. Процес окиснення протікає в дві стадії. Першу
стадію здійснюють бактерії роду нітрозомонас (КіЬгояотопаз):
2НН3 т ЗО2 -> 2ННО2 4 2Н2О 4- 660 кДж
НМО2 окиснює до НМО3 нітробактер (НіігоЬасіег):
2НКО2 4- О2 -» 2НКГО3 4- 158 кДж
Процеси нітрифікації займають центральне місце в кругообігу
елемента Нітрогену в біосфері.
Інтенсивність цих процесів засвідчує про ступінь завершеності
процесів мінералізації в екосистемах.
Н28 — дигідроген сульфід. У природних умовах Н28 найчастіше
зустрічається у підземних водах.
Наявність Н28 у річках і озерах засвідчує про скидання неочи-
щених водних стоків.
Поява в природних поверхневих водах Н28 вказує на процеси
гниття, які протікають у воді при обмеженому доступі кисню.
Присутність у воді Н28 короткотривала поза джерелом його
постійного виділення, оскільки цей газ легко окиснюється розчи-
неним у воді киснем О2. Парціальний тиск газу Н28 в атмосфері
практично дорівнює нулю, тому довготривала присутність Н28 у
воді поза джерелом його постійного виділення неможлива.
Досить поширені в природі (в основному в морях і грунті) мікро-
організми, які одержують енергію за рахунок окисно-відновних
процесів з участю неорганічних сполук Сульфуру, в результаті
чого нагромаджується дигідроген сульфід Н28.
Наприклад, бактерії роду десульфовібріо (безиІїоуіЬгіо) одержу-
ють енергію, використовуючи в якості окисника сульфат(УІ)-іони:
80?" 4- 4Н 4- 2Н> -> Н98 4- 4Н9О 4- 154 кДж
(Н 80 + 4Н, -» Н.8 + 4Н О)
У природі цей процес має немаловажне значення. Завдяки йому
у товщах морів і океанів формуються шари, які містять високі
концентрації дигідроген сульфіду Н28. Так у Чорному морі “сірко-
водневі” води займають приблизно 99% його об’єму. У басейні
Великого Солоного озера (США) бактерії утворюють за рік близь-
ко 10 000 т сірки у вигляді Н28.
У грибів і зелених рослин процес відновлення сульфатів(УІ)
забезпечує включення атомів Сульфуру в органічні компоненти
клітин. Н28 належить до найбільш небезпечних забруднювачів при-
родного середовища. Н28 викидається в атмосферу підприємствами
нафтодобувної, нафтопереробної, коксохімічної і азотно-тукової
промисловості. У великих концентраціях Н28 діє як сильна отру-
та нервово-паралітичної дії. При його концентрації 1000 мг/м3 і
вище у людини з’являються судоми, може зупинитися дихання
або настане параліч серця.
82
Взаємодіючи з форум--іонами блокує дихальні ферменти,
подразнюючи діє на слизову оболонку органів дихання і очей. При
хронічних діях Н28 у малих концентраціях погіршується стан сер-
цево-судинної і нервової системи людини.
КЛАС СОЛЕПОДІБНИХ СПОЛУК
Деякі бінарні сполуки можна розглядати як продукти заміщення
зломів Гідрогену у сполуках, які у водних розчинах мають кис-
лотну функцію. Наприклад, НЕ - КЕ, НСІ - - КаСІ, НВг -- КВг,
- РЬ(Н3)„, НСИ - КСИ тощо. Такі сполуки побудовані подібно со-
лям, тобто з реальних катіонів і аніонів, мають деякі ознаки інших
неорганічних сполук. Тому їх називають солеподібними бінарними
сполуками або просто солями безкисневих кислот.
Солеподібні бінарні сполуки складаються з одноатомного катіона
або катіона з групи атомів (наприклад, КН*, УО*, УО24 тощо) та аніона.
Назви таких солей складаються з назви катіона та назви аніона.
Одноатомні катіони називаються за систематичною назвою того еле-
мента, від якого вони утворилися, без будь-яких змін цієї назви. Як і в
випадку оксидів та гідроксидів формулу солеподібної сполуки мож-
на читати, застосовуючи множні префікси, число Штока або число
Еванса-Бассета, якщо метал проявляє змінний ступінь окиснення.
Наприклад, ЕеС12 — ферум дихлорид,
ферум(П)хлорид,
ферум(2л ) хлорид.
Якщо ступінь окиснення атома металу сталий і більший ( Н),
ТО солеподібні сполуки З ЙОННИМ ТИПОМ ХІхМІЧНОГО зв’язку назива-
ються, наприклад, так:
АІВгСИ	—	алюміній бромід йодид хлорид;
СаВг2	—	кальцій дибромід;
СаС12	—	кальцій дихлорид;
ЕеСІІ	—	ферум(ІІ) йодид хлорид.
Солеподібні бінарні сполуки не можна віднести до солей у рам -
ках класифікації найважливіших неорганічних сполук.
Реакції одержування солеподібних бінарних сполук:
1.	метал з неметалами:
2Ее -* ЗСЕ • -» *2ЕеСЕ
&	<5
(
М& + Вг2 М§Вг2
2.	обміну (кислотно-основної взаємодії, осадження):
НС] + КОН КС1 Ч- Н20
ИаСІ -і- А^НО, А&С1І + КаЬГО3
3.	метал з галідними кислотами:
•- 2НС1 - •» 7пС12 + Н2Т
4.	окисно-відновні реакції з участю складних речовин:
4НС1(конц.) 4- МпО2 МпС12 -4 С12Т 4 2Н2О
5.	окисно-відновні реакції з участю простих речовин:
4А£ 4- О2 4- Н28	2А£28 4- 2Н2О
Решта класів сполук цієї групи складають нітриди, фосфіди,
арсеніди. Якщо такі сполуки утворені металами з-родини, то вони
мають йонну структуру і легко гідролізуються з утворенням ос-
новного гідроксиду і сполуки Гідрогену з неметалом. Наприклад,
СачЬГ9 4- 8Н О ЗСа(ОН)9 4- 2Н„ЬГН9О
МЄ.Р, + 6Н.0 -> ЗМ§(ОН), + 2РН
Якщо атоми неметалів за розмірами і величинами відносної
електрогенативності близькі до таких для атомів Нітрогену К, то
утворюються ковалентні нітриди. Наприклад, ВМ3, Ве3М2. Всі вони
дуже тверді. Наприклад, бор(ІІІ) нітрид має графіто- і алмазо-
подібну модифікації.
Є ряд сполук, які формально нагадують солі, але не є солями
внаслідок ковалентного характеру зв’язку між формально пози-
тивною і негативною частинами молекули. Наприклад, для спо-
лук 8іС14, 8пі4, А12Вг6 краще використати назви:
8пС14 — тетрахлоросиліцій;
8пі4 — тетраіодостанум;
ХУЕ6 — гексафлуоровольфрам;
А12Вґ6— гексабромодіалюміній.
Такі назви вказують, що ці сполуки не є характерними солями.
Тому для них виправдане використання назви координаційних сполук.
СОЛЕПОДІБНІ СПОЛУКИ В ПРИРОДІ
Солеподібні сполуки в природі зустрічаються у вигляді мінералів
та солей. Наприклад, аргентит А&28, мідний блиск Си28, флюорит
СаР2, кріоліт Ма3[А1Еб], кам’яна сіль МаСІ, сильвініт КСІ-МаСІ,
карналіт КС1-М&С12*6Н2О, бішофіт, сіль М&С12-6Н2О тощо.
Всі мінерали мають велику народно-господарську цінність.
Наприклад, бішофіт — це не лише сировина для добування металіч-
ного магнію і магній оксиду М^О, а й товарний продукт, який
прямо з скважини (добувають бішофіт шляхом підземного вилу-
говування, у вигляді росолу).
Його росоли пройшли випробування в енергетиці — як насад-
ки до сірчистого мазуту, що знижує шкідливі викиди в атмосфе-
ру; в цементній Промисловості — як сольові добавки, що дозволяє
на третину знизити енергетичні витрати при виробництві цемен-
ту. Росоли бішофіту використовують на заводах в металообробці
як негорючу, нетоксичну, загартовуючу рідину. Ця рідина вияви-
84
лась надійним засобом, який попереджає змерзання сипучих
вантажів — РУДИ, вугілля, гравію тощо при перевезенні.
Росол бішофіту багатий різними мікроелементами, що знайш-
ло практичне використання в медицині для лікування різних хво-
роб (наприклад, радикуліт тощо).
Бішофіт корисний як мінеральний додаток в їжу тваринам. їжа
краще засвоюється і потреба в ній зменшується.
2.	СПОЛУКИ, ЯКІ МІСТЯТЬ ЗВ’ЯЗКИ НЕМЕТАЛ-НЕМБТАЛ
АБО МЕТАЛ-МЕТАЛ
Відомі сполуки елементів з Оксигеном, які містять одноеле-
ментні поліатомні аніони О22', 02” і 03 . Ці аніони мають спеціальні
назви, які й використовуються замість їх систематичних назв. Спо-
луки з такими угрупуваннями називають відповідно: елемент пе-
роксид, елемент надпероксид (супероксид), елемент озонід, при
необхідності вказують множні префікси. Наприклад,
Ца2О2 — натрій пероксид;
К02	— калій надпероксид (калій супероксид);
К03	— калій озонід;
Ва(О2)2 — ВаО4 — барій дисупероксид.
Атом Оксигену в пероксидах має проміжний ступінь окис-
нення (-1) (за рахунок зміщення пари електронів зв’язку О - Н
до атома Оксигену, як більш електронегативного, наприклад,
Н—>0-0«—Н ), а валентність 2.
Гідроген пероксид Н2О2 має слабкі кислотні властивості. Солі
цієї кислоти — йонні сполуки, з яких натрій пероксид Ца2О2
утворюється при згоранні металу на повітрі. Пероксиди лужнозе-
мельних металів утворюються в реакції основних гідроксидів з
гідроген пероксидом, наприклад:
Ва(ОН)2 + Н2О2 -» ВаО2 + 2Н2О
Всі пероксиди — окисники, відновники, дисмутують. Окисна
функція пероксидів виражена сильніше, ніж відновна.
Н2О2 + 2е + 2Н? <± 2Н2О
Н2О2 - 2е 02 + 2Н4
Надпероксиди утворюються при взаємодії найактивніших луж-
них металів (К, КЬ, Сз) з киснем:
М + 02 -» мо2
МО2 — це йонні сполуки з сильно вираженими окиснювальни-
ми властивостями, з водою і кислотами утворюють гідроген перок-
сид Н2О2 і кисень 02:
2КО2 + 2Н2О Н2О2 + 02 + 2К0Н
85
2КО2 - 24і	Н2(\ - 02 + 2К?
2КО9 4- Н98(У -4 Н9О9 К98О. 4- 09
2	2	4	£	£	2	4	2
Пероксиди і надпероксиди поглинають карбон(ІУ) оксид С09 і
2
дисмутують з виділенням при цьому кисню:
4КО 4- 2СО -> 2К СО 4 ЗО9
2	2	2 о	2
Найактивніші лужні метали в реакції з киснем 02 утворюють
бінарні сполуки озоніди М03. Це йонні сполуки, які є сильними
окисниками. При зберіганні озоніди зазнають внутрішньомолеку-
лярного окиснення-відновлення за звичайних умов:
2КО, -» 2КО + О,Т
<5	2	2
а у воді — бурхливо виділяючи кисень:
4К0, + 2Н,О	4КОН + 50,Т
о	2	2
Зв’язки неметал-неметал характерні для атомів хімічних еле-
ментів У-УІ груп, зокрема для Нітрогену і Сульфуру. Наприклад,
Н4М2, Н282. Ці бінарні сполуки називаються:
Н4М2 — тетрагідроген динітрид (гідразин),
Н282 — дигідроген дисульфід або дигідроген тіосульфід.
У тетрагідроген динітриді (гідразині) ступінь окиснення атома
Нітрогену дорівнює (-2), а валентність дорівнює 3:
Н^-2 -2хН
' N - N
нґ Н
Молекули Н4ЬЇ2 полярні, між якими є водневі зв’язки, тому
Н4М2 за звичайних умов рідина, добрий йонізуючий розчинник,
який із спиртом змішується в будь-яких співвідношеннях.
В кожного атома Нітрогену є одна неподілена пара електронів,
тому хімічні властивості речовини Н4М2 нагадують властивості
амоніаку ЬШ3.
' Водні розчини Н.М9 показують лужне середовище:
4	2
Н N,...11,0 # N41 ’ + ОН-
4	2	2	2	0
гідразиній(1+)-іон
N41/...Н,О # N3^ + ОН
2 о	2	2 о
гідразиній(2-Н)-іон
Н4М2 + 2НС1 —* [1Ч2Н6]С12, гідразиній дихлорид,
гідразиній(2-і ) хлорид
Н4ЬГ2 + Н28О4 -4 [ЬГ2Н6]8О4 гідразиній сульфат(УІ),
гідразині й(2 4 ) сульфат(УІ)
86
Н982, Е282 (дисульфіди), Н28п або Е 8п (полісульфіди), де п=24-6,
а Е - Ьі, На, К, ЕЬ, Ся.
Стійкість Е28п від літію до цезію зростає. Добувають ці соле-
подібні сполуки при кип’ятінні сульфідів з надлишком сірки або
при сплавленні сульфідів з сіркою. Наприклад,
Иа98 + 8	Ма989
Дисульфіди і полісульфіди — добрі окисники, відновники, дис-
мутують:
На282 4 8п8 Ма28 4- 8п82
4Ее8 4 1Ю9 -» 2Ге О - 880
На 8 Ма 8 4- 8
Серед солеподібних сполук Н282 найважливіша природна спо-
лука Феруму, яка утворює мінерал пірит, є Ее82.
Ее82 — ферум(ІІ) дисульфід,
ферум дисульфід(2-),
ферум(П) тіосульфід.
Сполуки елементів з Оксигеном, в яких атоми одного й того ж
електропозитивного елемента зв’язані один з одним, називаються
субоксидами. Наприклад, Н&20 ( -Н&-Н&- ), С3О2 (О=С=С=С=О),
в яких атоми Меркурію чи Карбону, як електропозитивних
елементів, безпосередньо зв’язані між собою:
Н&20	— димеркурій(І) субоксид,
— димеркурій(24-) субоксид.
Отже, в субоксидах є зв’язки -Е-Е- і Е=0.
3.	ПОХІДНІ КИСЛОТНИХ ГІДРОКСИДІВ
Основні класи похідних кислотних гідроксидів:
—	пероксокислоти та їх солі;
—	полі кислоти та їх солі;
—	галогено- і сульфуропохідні неметалів;
—	тіокислоти та їх солі.
КЛАС ПЕРОКСОКИСЛОТ ТА ЇХ СОЛЕЙ
Якщо в молекулі кислотного гідроксиду атом Оксигену замі-
щений на пероксогрупу -0-0-, то одержується пероксокислота.
Наприклад,
Н28О5 [Н28(О2)О3] — дигідроген триоксопероксосульфат(УІ),
диводень триоксопероксосульфат(УІ);
Н3РО5 [Н3Р (О2)О3] — тригідроген триоксопероксофосфат(У),
триводень триоксопероксофосфат(У).
87
Пероксогрупа може знаходитися між центральним атомом і ато-
мом кислотного Гідрогену або зв’язувати два центральні атоми
двох кислотних залишків. Наприклад,
О о
Н о о.	о	II	II
8 Н О 8 О - О 8 О Н
н о-^	о	II	II
о о
Н28О6	Н232о8	Н282(О2)О6
дигідроген гексаоксопероксодисульфат(УІ)
Одноосновні кислотні гідроксиди утворюють пероксокислоти, в
яких -О-О- група розміщена між центральним атомом кислотно-
го залишку і атомом кислотного Гідрогену. Наприклад, НЬГО3 ут-
ворює моногідроген діоксопероксонітрат(У):
/хО
н- О- О - N '
У водних розчинах пероксокислоти нестійкі і повільно розкла-
даються з виділенням гідроген пероксиду Н2О2. Наприклад:
Н,80. + Н20 -> Н,80. + Н,0„
2 о і	2	4	2 2
Н282О8 + 2Н2О -> 2Н28О4 + Н2О2
Н28О5 солей не утворює, а Н282О8 — утворює, взагалі солі перок-
сокислот стійкіші, ніж самі пероксокислоти. Наприклад,
К282О8 — калій гексаоксопероксодисульфат(УІ);
(МН4)282О8 — амоній гексаоксопероксодисульфат(УІ) тощо.
Пероксокислоти одержуються при взаємодії кислотних оксидів
з пероксидами:
2Р,0 + 6Н2О2 -> 4Н.Р0 + 02	80 + НО -» Н,80й
2 &	22	о 9	2	о	22	2	9
Пероксокислоти одержуються під час електролізу розчинів де-
яких речовин. Наприклад, при електролізі розчину Н28О4 за пев-
них умов (висока густина струму) на аноді відбувається реакція
утворення пе]. оксодисульфат(УІ)-іонів:
280. - 2е = 280/
4	4
280/ - 8,0?-
4	2 о
Загальне рівняння електролізу:
2Н28О4 —електроліз^ нд +
88
КЛАС ПОЛІКИСЛОТ ТА ЇХ СОЛЕЙ
Поліядерні кислоти містять складний аніон, який утворений з
кількох кислотних залишків однієї й тієї ж кислоти (ізополікис-
лоти) або різних кислот (гетерополікислоти).
Наприклад, Н282О7 можна розглядати (так само й інші ізополі-
кислоти), як продукт конденсації вихідного кислотного гідроксиду:
О о
н-оч ^сГнн]-оч р н II II
X + X ->Н О 8 0 8 О Н + Н,О
0**0	0**0	II II
0 0
З іншого боку, ізополікислоти — це продукт приєднання до
молекули кислотного гідроксиду його кислотного оксиду.
Наприклад:
Н2ЗО4  8О3	Н282О7	Н28О4 • 28О3	Н283О,0
Ці кислоти містяться в олеумі і легко руйнуються водою з ут-
воренням сульфатної(УІ) кислоти. Деякі ізополікислоти, наприк-
лад, Хрому(УІ) у вільному стані не виділені, але їх солі, як і інших
ізополікислот, досить міцні сполуки.
Назви поліядерних кислот та їх солей утворюють за правилами
координаційної номенклатури. Число центральних атомів вказуєть-
ся за допомогою множних префіксів, які розміщують безпосере-
дньо перед коренем назви центрального атома.
Наводимо приклади систематичних назв деяких ізополікислот.
Н282О7 — гідроген гептаоксодисульфат(УІ),
дигідроген дисульфат(УІ),
диводень дисульфат(УІ);
Н2Сг2О7 — гідроген гептаоксодихромат(УІ),
дигідроген дихромат(УІ), диводень дихромат(УІ);
Н2Сг4О]3— гідроген тридекаоксотетрахромат(УІ), дигідроген
тетрахромат(УІ), диводень тетрахромат(УІ);
Н2В4О7 — гідроген гептаоксотетраборат(ІІІ),
дигідроген тетраборат(ІІІ), диводень тетраборат(Ш);
Ма282О7 — динатрій дисульфат(УІ);
К2Сг2О7 — дикалій дихромат(УІ).
Гетерополікислоти — це продукти повної або часткової заміни атомів
Оксигену у молекулі кислотного гідроксиду на інші кислотні залишки.
Наприклад, кислотний гідроксид Н3РО4-2Н2О тригідроген тет-
раоксофосфат~вода(1/2) або Н7[РО6], який самостійно не існує,
утворює продукти заміщення атомів Оксигену в ньому на кислотні
залишки хроматної(УІ), молібдатної(УІ), вольфраматної(УІ) та
89
інших кислот. При цьому утворюються більш складні координа-
ційні сполуки, ніж вихідна форма сполуки.
Наприклад,
Н7[Р(Мо207)б] — гептагідроген гексакіс(димолібдато)фосфат,
гептагідроген додекамолібдатофосфат;
Н3[Аз(Мо3О10)4] — гетерополікислота (тригідроген тетракіс
(тримолібдато)арсенат, тригідроген додекамолібдатоарсенат).
КЛАС ГАЛОГЕНО- І СУЛЬФУРОПОХІДНИХ НЕМЕТАЛІВ
Похідними кислотних гідроксидів є бінарні складні сполуки,
які складаються з електропозитивної частинки — умовний катіон
і електронегативної частинки — умовний аніон. Такі сполуки мож-
на розглядати як продукт повного заміщення груп ОН або ОН",
О2- і Н4 у молекулі кислотного гідроксиду на атоми галогену.
Наприклад, РС13, РВг3, РІ3 або РС15, РВг5. Певні відомості про
РІ5 відсутні. У цих сполуках Р34 або Р5+- умовний катіон, а СГ,
Вг" і І' — умовний аніон. Назви таких сполук складають за
хімічною формулою зліва направо. Число умовних електропози-
тивних і електронегативних складових у назві вказують ступеня-
ми окиснення (якщо їх можна визначити за формулою) за допомо-
гою римських цифр у круглих дужках (при цьому знак плюс чи
мінус опускають) або множними префіксами.
Наприклад,
РС13 — фосфор(ПІ) хлорид або фосфор трихлорид;
РС15 — фосфор(У) хлорид або фосфор пентахлорид.
Сполуки РС13, РВг3 і РІ3 мають молекулярні решітки, безбарвні,
за винятком РІ3 (червоний). В ряді РГ3 - РІ3 полярність зв’язку і
полярність молекул зменшується, стійкість сполук спадає.
Маючи вільну неподілену пару електронів на атомі Фосфору,
фосфор тригаліди є електронодонорами, тому легко взаємодіють з
сполуками — акцепторами електронних пар. Наприклад,
РС1, 4- ВСІ,	РС1,:ВС1
м	м	м
при цьому утворюється тверда речовина складу
СІ СІ
сіР -* В - СІ
СІ СІ
У реакції з водою ці сполуки гідролізуються необоротно з утво-
ренням кислот:
РС1, + ЗН,О Н,РО, + ЗНС1
м	£	ом
90
За звичайних умов РРҐ — газ, РС1Г і РВгг — тверді речовини;
РС1Г — безбарвний, а РВгг — червонуватого або жовтуватого кольору.
Фосфор пентагаліди мають кислотний характер:
РС1Г 4 4Н,0 -» Н,РО, 4 5НС1
5	2	3	4
У твердому стані РС15 одночасно є тетраедрична [РС14]* і
октаедрична [РС16]' координаційні сфери. Про це засвідчує вища
електропровідність фосфор пентахлориду РС15 у твердому стані, ніж
у рідкому. Рідкий РС15 має дві структури: РС15 та [РС1ДРСЦ. Саме
тому РС15 не має чітких температур плавлення та кристалізації.
У неводних розчинах РР5 реагує з основними флуоридами:
РР5 + КР -> К[РР6]
а з рідким гідроген флуоридом НР утворює Н[РР6] моногідроген
гексафлуорофосфат, безбарвну олієподібну рідину, яка за звичай-
них умов повільно розкладається.
РР5 + НР Н[РР6]
Отже, Н[РР6] нестійка сполука. Водні розчини Н[РР6] дуже силь-
на кислота. За силою та розчинністю солей Н[РР6] нагадує НС104.
У більшості тригалідів елементів підгрупи арсену АзЕ3 молеку-
лярна структура (решітка). Арсен тригаліди мають кислотну приро-
ду. Наприклад,
АзС13 + 4Н2О Н[Аз(ОН)4] + ЗНС1
а стибій і бісмут тригаліди проявляють властивості солеподібних
сполук, у яких гідролітичні властивості переважають над електро-
літичною дисоціацією:
8ЬС1, + Н,0 ЗЬОСіХ 4- 2НС1
Інший приклад часткової або повної заміни ОН груп на атоми
Сульфуру у молекулі дигідроген карбонату:
Н- Оч
С = О 8 = С = О або 8 = С = 8
Н 0х
СО8 4- 2Н.0 -4 Н,СО, 4 Н,8
С8 4- ЗН,0 -4 Н,СО, 4- 2Н,8
Хімічні сполуки, які у водних розчинах гідролізуються необер-
нено з утворенням кислотного гідроксиду і галідних чи сульфідних
кислот, називаються галогено- або сульфуропохідними кислотних
гідроксидів.
91
КЛАС ТІОКИСЛОТ ТА ЇХ СОЛЕЙ
Кислотні гідроксиди, в молекулах яких атоми Оксигену частково
або повністю замінені на атоми Сульфуру, називаються тіокислотами.
Наприклад, Н2С83 — дигідроген трисульфідокарбонат — мас-
ляниста рідина, яка одержується за реакцією тіосолей з хлоридною
або сульфатною(УІ) кислотами:
К9С8, 4- 2НС1 Н9С8_ 4- 2КС1
4	0	4	0
Водний розчин Н2С83 — слабка тіокарбонатна кислота. Остан-
ня поступово розкладається водою:
Н9С8 4- ЗН9О Н9СОЧ + ЗН98
Солі тіокислот називаються тіосолями. Тіосолі одержуються при
взаємодії кислотно-основних сульфідів. Наприклад,
К28	+	С82	=	К2С83
основа кислота дикалій тритіокарбонат
Тіокислоти значно менш стійкі, ніж їх солі. Наприклад, Н3Аз84
і Н38Ь84 у вільному стані нестійкі. Тому при підкисленні розчину
тіосолей утворюються не самі кислоти, а продукти їх розкладу.
Наприклад,
2(КН.)„Аз8 4- 6НС1 -> Аз98, 4- ЗН98 4- 6КН.С1
х 4Х0	4	4 0	4	4
У ряді Аз283, 8Ь283 і Ві283 кислотні властивості слабшають, всі
ці сульфіди не розчиняються у воді.
Станум(ІУ), арсен(У) і бісмут(У) сульфіди добре розчиняються
в сульфідних солях лужних металів і амонію завдяки утворенню
тіосолей, що знайшло практичне використання в якісному аналізі
аналітичної хімії для відокремлення цих катіонів від інших:
8п82 4- Иа28 Ка28п83
Аз285 + ЗКа28	2Ка3Аз84
8Ь98, 4- ЗИа 8	2Мач8Ь84
4	0	4	0	4
Аз283 і 8Ь283 розчиняються в лугах:
Аз283 4- 6ИаОН Иа3АзО3 + Ма3Аз83 + ЗН2О
Аз283 4- 4КаОН -> Иа[Аз(ОН)4] 4- Ка3Аз83
Ві283 не проявляє кислотних властивостей у розчинах, з основ-
ними сульфідами реагує лише при сплавленні:
Всі Е283 відновники. Наприклад,
28Ь283 4- 9О2	28Ь2О3 + 68О2
На відміну від Аз283 8Ь283 і Ві283 розчиняються в концентрованій
хлоридній кислоті:
8Ь98„ 4- 8НС1 2Н[8ЬСЕ] 4- ЗН98
4 »	44
92
Відомі тіосолі амоній дитіоарсенат(Ш) і амоній дитіостибат(ІІІ)
N11 АзЗ , МН48Ь32. Тверді тіосолі стійкі, а відповідні їм тіокисло-
ти при одержанні розкладаються:
2МН4Аз32 + 2НС) 2НА332 + 2ИН4С1
2НАз32 -> Аз23, + Н23
2МН АзЗ, + 2НС1 -> Аз,3, н Н,3 + ЬїН.СІ
4. НЕТИПОВІ БІНАРНІ СПОЛУКИ ЕЛЕМЕНТІВ
З ОКСИГЕНОМ
Бінарні неорганічні сполуки елементів з Оксигеном — це вели-
кий тип сполук, які мають деякі ознаки інших типів неорганічних
сполук. Зокрема, сполуки Оксигену з Флюором, більш електроне-
гативним елементом, називаються флуоридами. Наприклад,
О2Е2 — діоксиген дифлуорид, дикисень дифлуорид;
0Е2 — оксиген дифлуорид, кисень дифлуорид.
Отже, останні не відносяться до оксидів.
Є сполуки Н2О, СО, N0, ИО2, назви яких будуються з викорис-
танням слова “оксид”, але до класу оксидів (основних, кислот-
них, амфотерних) їх не можна віднести. Так,
Н20 — дигідроген оксид, вода;
СО — карбон монооксид, вуглець монооксид;
N0 — нітроген монооксид, азот моноксид;
И02 — мононітроген діоксид, моноазот діоксид.
Ці бінарні сполуки не мають відповідних кислотних гідроксидів
(хоч і утворені неметалами, наприклад, С і N ), не утворюють вони
і солей, до складу аніонів яких входили б атоми С (II), N (П), N (IV).
НЕТИПОВІ СПОЛУКИ ЕЛЕМЕНТІВ
З ОКСИГЕНОМ У ПРИРОДІ
Карбон монооксид СО. Основними джерелами техногенного заб-
руднення повітря СО є автотранспорт, промислові підприємства, ТЕС
тощо. Загальна маса викидів СО в атмосферу складає 300 млн. тонн
на рік. СО особливо шкідливий для організму людини, оскільки має
спорідненість у 800 разів більшу, ніж кисень, до гемоглобіну
еритроцитів, який є основною ланкою при транспортуванні кров’ю
кисню до тканин тіла. СО сполучається з гемоглобіном і різко зни-
жує рівень насиченості крові киснем, що викликає задуху.
Одним з можливих ефективних засобів зменшення викидів СО
в атмосферу при роботі транспорту є використання фільтрів з
каталітичними поглиначами СО, заміна двигунів внутрішнього
згорання на електродвигуни.
Нітроген оксиди (N0, МО2). У фонових концентраціях в атмо-
ефері N0 і МО2 безпечні. У великих кількостях нітроген оксиди -
93
високотоксичні забруднювачі атмосфери, які викликають неспри-
ятливі зміни в ній. У ланцюг складних фотохімічних реакцій з
нітроген оксидами залучаються і вуглеводні, які містяться в газо-
вих викидах автотранспорту. У цьому випадку в атмосфері нагро-
маджуються пероксиди, які за несприятливих метеорологічних умов
викликають фотохімічні опіки. Хімізм цього процесу можна пере-
дати схемою:
нітроген оксиди 4- вуглеводні ———> пероксоацетилнітрат (ПАН) + 0_
У значних кількостях N0 і >ГО2 утворюються в результаті при-
родних процесів. У природних умовах N0 і К02 утворюються при
газових розрядах, виверженні вулканів, діяльності бактерій грун-
ту. Природний щорічний глобальний викид N0 і И02 складає при-
близно 1100 млн. т, що набагато перевищує їх викид антропоген-
ними джерелами.
Присутність >ГО2 в повітрі обумовлює кислотні дощі внаслідок
реакції з атмосферною вологою
(2МО2 4- Н20 НМО„ 4- НИ02),
шкідливі дії яких на навколишнє середовище відомі.
Основними антропогенними джерелами нітроген оксидів є спа-
лювання викопного палива, транспорт, виробництво НІ\ГО3 і Н28О4,
бактеріальний розклад силосу. Щороку в атмосферу міст вики-
дається більше 50 млн. т нітроген оксидів з продуктами згорання
і 25 млн. т з викидами хімічної промисловості.
Як природоохоронні заходи використовують вловлювання нітро-
ген оксидів в апаратах, “хвостових” і вентиляційних викидах,
рециркуляцію газових відходів автотранспорту. Хімізм очистки
викидів від нітроген оксидів:
4ИО 4- СН, -> 2М9 4- С09 4 2Н9О
6ИО 4- 4Ш -» 5М9 4- 6Н9О
О	и	и
(Використовують високотемпературне каталітичне відновлення
нітроген оксидів природним газом і низькотемпературне віднов-
лення амоніаком. Ступінь очистки досить високий. Об’ємна част-
ка викидів зменшується до 0.005%. Але при цьому в хвостових
викидах з’являється карбон(ІУ) оксид. Тому більш ефективним є
інший спосіб захисту навколишнього середовища від шкідливої
дії нітроген оксидів. Суть очистки викидів в окисному поглинанні
нітроген оксидів розчином амоній гексаоксопероксодисульфату
(ЬШХ8о(0о)0й, насиченого амоніаком:
2ЬЮ + (МН.),8,0. + 4МН -Н,О 2(ЬГН.),8О -2МН.МО, < 2Н,0
Одержаний амоній нітрат(У) сульфат(УІ) використовують як
складне мінеральне добриво.
94
Найбільш перспективним способом знезаражування нітроген
монооксиду N0 у викидних газах двигунів є взаємодія N0 і СО,
які є в викидних газах:
2И0 4 2С0 N. 4- 2С0„
Якщо присутнє додаткове повітря, то паралельно протікають реакції:
2С0 4- О9 2СО9
СО 4- 2ИО N„0 4 СО9
СО 4 Н90	С09 4- Н9
2ЬГО 4 5Н9 2ИНЧ 4- 2Н9О
А	<5	Л
Останній процес небажаний, оскільки ИН3 повторно окиснюєть-
ся до N0 при пропусканні газів через каталізатор окисника.
Природні сполуки
Мп3О4 (Мп2МпО4, 2МпО-МпО2), гаусманіт,
Ге3О4 (ГеРе2О4, ГеО Ре2О3), магнетит,
П3О8 (П2О5-ИО3 або ІІО2-2ПО3, зустрічається в природі у
вигляді уранової смоляної руди, яка завжди аморфна)
містять у своєму складі електропозитивні атоми металів (Манган,
Ферум, Уран), не зв’язані між собою, але в різних ступенях окис-
нення. Тому правильно їх називати подвійними оксидами. При
взаємодії з кислотними гідроксидами чи сполуками, водні розчини
яких мають кислотну функцію, такі оксиди утворюють різні солі.
Є ще змішані оксиди, типу природних сполук шпінелей М(А1О2)2
(МОА1203). Причиною утворення змішаних оксидів є близькість
йонних радіусів багатьох металів, тому в кристалічній структурі
оксидів частина йонів одного металу може бути замінена на йони
іншого металу.
Наприклад, А12О3ВеО —* А12ВеО4;
ЗК2ОМ£О~» к6м§о4.
Подвійні, потрійні та змішані оксиди називаються аналогічно про-
стим оксидам, перелічуючи назви катіонів в алфавітному порядку.
Наприклад,
ГеРе2О4 — ферум(П) диферум(ПІ) тетраоксид,
триферум(ІІ, 2ІП) тетраоксид;
ІТ3О8 —П2ІІО8 — ДІуран(У) уран(УІ) октаоксид, триуран(2¥, VI)
октаоксид або уран(ІУ) діуран(УІ) октаоксид,
триуран (IV, 2VI) октаоксид;
А12ВеО4	— діалюміній берилій тетраоксид;
КбМ§04	— гексакалій магній тетраоксид.
Є сполуки елементів з Оксигеном, які містять атоми Оксигену
в різних ступенях окиснення. Такі сполуки називають як прості
оксиди, перелічуючи аніони в алфавітному порядку.
95
Наприклад,
СгО(О2)2 — хром(УІ) монооксид дипероксид — це двохелемент-
на речовина, яка містить О2' оксид-іон і два пероксид-іони О22 ,
тобто одноелементний аніон О2 і два однакові одноелементні полі-
атомні аніони — пероксид-іони О22 .
Дати вичерпну класифікацію неорганічних сполук взагалі не
можна. Проте наведені основні і неосновні класи неорганічних спо-
лук найважливіші, базисні, типові.
Знання загальних властивостей цих класів допоможе в бага-
тьох випадках передбачити можливість протікання реакції між
даними речовинами і її спрямувати.
При складанні схем неорганічних сполук іноді застосовують
старий прийом: формули основ, кислот і солей записують як комбі-
нації оксидів. У даному випадку більшість хімічних реакцій ма-
ють вигляд реакції подвійного обміну. Наприклад, реакцію
Си8О4 4- Са(ОН)2 -> Сц(ОН)2 4- Са8О4
можна зобразити так:
СиО-8О. 4- СаО Н О СиО Н.О 4- СаО-8О.
О	£.	£.	О
Такий запис показує обмін частинами молекули, які зберігають
свій принциповий характер оксиду. Запис формул складних неор-
ганічних сполук, особливо солей, у вигляді суми оксидів широко
використовується в геології для описання складу мінералів,
оскільки чітко передається якісний і кількісний склад складних
мінералів. Наприклад:
тальк ЗМ§О-48іО2-Н2О;
ізумруд ЗВеО А12О3'6Н2О.
Така форма запису формул речовин прийнята також у практиці
аналітичної хімії.
Контрольні завдання
Закінчити рівняння, вказати умови, ознаки, тип реакцій, на-
звати продукти реакцій:
1. ВаО2 ->
2. МаОН 4- Г2 ->	3. КОН 4- С12 ->
4. Ма ,8 4- КМО, + Н,8О -> 5. N11, т- О ->
2	О	А 4	о	с.
6. м§ + нм3
7.	НМ3 4- КМпО ->
о	4
8.	АзН, + КМпО,
о	4
9.	АІ 4 Иа2О2 -»
10. СаН2 4- Н2О -4
її. саз 4- НМО3 -4
12. Си28 4- НИО3 ->
13. КІ + Си(МО,)„-> 14. А§ 8 4-НИО —>	15. К РеО + НС] —»
4	«5' £.	О	с	4
96
16. КІ - СІ,
19. Ма282О3 - Р? ->
22. N41 -і- ()„ -»
25. 8п - НСІ •••>
17. СІ, - Вг2 - Н,О
20. С12 - Н2О -*
23. МН3 +- Си
26. ЙІО2 С - С12 -»
28. МО2 4- Са(ОН)2 ->
ЗО. РВг3 - Н2О -»
32. 8п(ОН)2 4 НСІ ->
34. М§СІ2 + М§(ОН)2 ->
36. Ве(ОН)2 4 НСІ ->
38. М§ОНС1 -> М§С12
40. 8ЬОС1 8ЬС13
42. СоОНМО3 -> Со(МО3)2
44. РС13 4 Н2О
46. 8пС12 4- Н2О
48. РЬ8 4- Н2О2 -»
50. Н2О2 + Н28еО,
52. КІ + Н2О2 ->
54. КІ 4- О2 4 Н2О ->
56. КС1О3 4- Р —>
58. Мп8 4- О2 4 Н2О ->
60. МпО2 4- НСІ ->
62. Н28 4- О2
64. МаСІ 4- КМпО4 4- Н28О4
66. РН3 + КМпО4 4- Н28О4 -»
68. Аз283 4- НМО3 ->
70. Ре8О 4- Вг, 4 Н 80 -*
72. Мп8О4 + РЬ3О4 + НМО3 -»
18. НСІ - НСЮ., 
21. Н28  12  >
24. МН3 + Вг2
27. А1 + Вг2
29. К2Сг2О4 4- НСІ ->
31. 8Ь(ОН)2С1 -»
33. А1ОНС12 4- НСІ -у
35. Ма28 4 НСІ -*
37. Мі(ОН)2 4- НСІ -»
39. А1ОНС12 -» А1С13
41. ГеОН8О4 -» Ре2(8О4)3
43. А1С13 4- Н2О
45. РС13 4- МН3-Н2О
47. РВг3 4- МН3-Н2О ->
49. КІ Н,О, 4- Н28О ->
51. N18 - Н2О2 4- Н28О4
53. АиС13 4- Н2О2 4 КОН
55. Р2 4 Н2О
57. МаВг 4- Н28О4
59. Мп8 4- НМО3 ->
61. К2МпО4 4- С12 ->
63. Н28 4- К2Сг2О7 4- Н28О4 ->
65. Р + МаОН 4- Н2О --*
67. Ві283 4- НМО3
69. 8пС12 4- КМпО4 4- Н28О4 -»
71.	КІ + РеС13 4- Н28О4
73.	РеСІ, + КМпО 4 Н,8О ->
2	4	2	4
97
74.	НС1 4- Мп.,0,
76. КС1 - К2Сг2О. - Н28О4 ->
78. Н28е К2Сг2О. Н2О ->
80. МаІ 4- К2Сг2О7 - Н28О4 ->
82. (МН.)8 + К,Сг2О. + Н 80 ->
84. (МН4)2Те -г Ма2СгО4 + Н2О -»
86. КІ - К2Сг2О7 - Н2О ->
88. КВг 4- КВгО„ Н,8О -»
90. КІ 4- Н„8О. ->
2	4
92. МН3 - ИаОСІ ->
94. Ма2О2 + Ві2О3 —»
96. 8пСІ2 4- Ві(МО3)3 + ШОН ->
98. Ма,8,О, + СІ, -»
100. Вг2 + Н28О3 + Н2о ->
102. Н28еО3 + Вг2 + КОН -»
104. К,Н4 4- СиБО, 4- КОН -»
106. КІ 4- 8ЬСЬ 4- Н,О ->
108. 8пС12 4- ТеО2 4- НСІ -»
110. КІ 4- РЬО2 4- Н28О4 ->
112. 8пС12 4- ННО3 4- НСІ ->
114. БІС 4- КОН 4- О2 ->
116. МпСІ2 4- РЬ3О4 4- ННО3 -»
118. Н§СІ2 4- Н2О2 4- К2СО3 ->
120. ГеС12 - НМО3 - НСІ -»
122. КІ 4- ЕеС13 4- НСІ -»
124. СоС12 4- Н2О2 + ИН3-Н2О ->
75. (МН,)28 -і- КМпО, ~ Н,О -»
77. ИаСІ 4 МпО, 4 Н,8О,
79. 8пС12 4- К?Сг2О. - НС]
81. НСІ 4- К,СгО
83. НСІ 4- К2Сг2О. -»
85. КІ 4- К2СгО4 4- Н28О4
87. ИаІ + КС1О3 4 Н28О4
89. Ма,8 4- МаОВг 4- Н,8О, -»
91. 8 4- НС1О 4- Н2О ->
93. НСІ 4- ИаВіО3 ->
95. Ві2О3 4- С12 -і- ИаОН ->
97. МпСІ2 4- МаСЮ
99. Ма282О3 4- І2 -»
101. Н28 + Н2ТеО3
103. Ма28О3 4- Н2О2 ->
105. Р + Н2О2 4- ИаОН ->
107. Аз283 4- КОН ->
109. 8пС12 4- Н§С12 4- НСІ
111. КІ 4- РЬ3О4 4- Н 80
3 4	2	4
113. М§ 4- м2
115. КОН 4- (СМ)2
117. Н§(8СН)2
119. НІ 4- ГеС13 ->
121. Ре5 4- Н2О2
123. Вг2 РеС13 4- КОН
125. N18 4- НИО3 ->
98
РОЗДІЛ III. КООРДИНАЦІЙНІ СПОЛУКИ
1. СКЛАД 1 БУДОВА КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
Будову і властивості координаційних сполук вперше А.Вернер
(1893 р.) описав у координаційній теорії. В основу цієї теорії ляг-
ли положення теорії просторової будови речовини та теорії елек-
тролітичної дисоціації.
До складу координаційних сполук входять комплексні йони
(або нейтральні сполуки), які при написанні формул виділяються
в квадратні дужки. Наприклад, К4[Ре(СМ)6], [А§(МН3)2]ОН тощо.
У водних розчинах такі координаційні сполуки повністю дисоціюють
на зовнішню координаційну сферу і внутрішню координаційну сфе-
ру або власне комплекс. Останнє підтверджує, що частинки
зовнішньої координаційної сфери зв’язані в координаційній сполуці
менш міцно і в процесах розчинення або в реакціях обміну відщеп-
люються від сполуки, утворюючи самостійні йони.
Таким чином у процесах розчинення, у хімічних реакціях, у
структурі кристалу комплекс виступає як самостійна одиниця,
яка утворена з реально існуючих простіших частинок і здатна
самостійно існувати.
Наприклад, К4[Ре(СМ)6] є координаційною сполукою, а
[Ге(СМ’)6]4 -іон — є комплексом, який утворений з реально існуючих
простіших частинок Ре2+ і СМ'.
Координаційні сполуки — основи, кислоти, солі — наприклад,
[А§(МН3)2]ОН, Н2[8іР6], Ма2[Хп(СМ)4] належать до сильних
електролітів. Це пояснюється тим, що ОН'-іон, наприклад, в
[А§(МН3)2]ОН менше поляризується центральним атомом (А§Ц,
тобто послаблюється дія А§+-іона на ОН'-іон і радіус комплексе
стає більшим у порівнянні з радіусом центрального атома, а Н+-
іон, наприклад, в Н2[8іР6] відштовхується від позитивно зарядже-
ного центрального атома (8і4+).
Комплексні сполуки лише частково дисоціюють на прості йони.
Наприклад:
К4[Ре(СМ)в] 4К* - [Ре(СЦ)6Г	(1 стадія)
[Ре(СМ)6]4 <± Ре2’4-6СМ
[А§(ЦН3)2]ОН	[А£(МН3)2Г + ОН
(2 стадія)
(1 стадія)
[А£(МН3)2]' # А§' + 2МН3	(2 стадія)
Отже, координаційні сполуки — електроліти і дисоціюють по-
стадійно: за першою стадією координаційна сполука дисоціює як
сильний електроліт, а за другою — як слабкий електроліт, що й
обумовлює можливість утворення комплекса у розчині. Комплек-
си є катіони або аніони і особливість дисоціації координаційних
сполук у тому, що комплексні катіони і аніони можуть самостійно
дисоціювати за типом слабких електролітів.
99
Склад комплексе:
1.	центральний атом (Ц.а.) або комплексоутворювач — це цент-
ральний елементу внутрішній координаційній сфері, навколо якого
координуються (групуються) йони або молекули (У наведених при-
кладах це ферум(ІІ)-катіон або ферум(2+)-іон і аргентум(І-)-іон);
2.	ліганди ( Ь ) — йони або молекули, які координуються навколо
центрального атома у внутрішній координаційній сфері (У цих при-
кладах — це СЦ" -іони, ціанід-іони, і ЦН3 — молекули амоніаку);
Число, яке показує кількість лігандів, називається коорди-
наційним числом — к.ч. У цих прикладах координаційне число
дорівнює 6 і 2. Центральний атом і ліганди утворюють внутрішню
координаційну сферу (ВКС) — комплексну сполуку, яка завжди
береться в квадратні дужки.
ВКС: [Ее(СЦ)6]4, ВКС: [А§(ЦН3)2]С
Заряд комплексе чисельно дорівнює загальному заряду зовніш-
ньої координаційної сфери, але протилежний йому за знаком. Якщо
комплексна сполука (внутрішня координаційна сфера) має заряд,
відмінний від нуля, тоді є зовнішня координаційна сфера (ЗКС).
Останню утворюють йони, які розміщені за внутрішньою коорди-
наційною сферою. Так у К4[Ее(СЦ)6] у зовнішній координаційній
сфері знаходяться чотири калій(1т-)-іони. Отже, сам комплекс має
чотири негативних заряди.
У [А§(КН3)2]ОН у зовнішній координаційній сфері знаходиться
один гідроксид-іон, який має один негативний заряд. Тоді ком-
плекс має один позитивний заряд.
ЗКС: 4К+; ОН.
Отже, заряд ВКС в першому випадку дорівнює 4-, у другому —
1-: 2 (ВКС) = 4-, 2 (ВКС) = 1-і-.
Заряд комплексоутворювача дорівнює алгебраїчній сумі зарядів
всіх йонів, які є у внутрішній координаційній сфері.
Центральним атомом може бути метал-катіон (наприклад, Ее2+,
Ее3+, Со2+, Си2+, Ці2* тощо), метал-атом (наприклад, Ее, Со, Ці, Мп
тощо ), неметал-катіон (наприклад, 8і4\ 86*, Р5' тощо), неметал-
аніон (наприклад, ЦН4+ - Ц3", Н3О+ - О2 ), а лігандом — негативно
заряджений простий чи складний аніон ( наприклад, Е", СІ', Г,
Вг~, Н", ОТ, 82О32-, 8О32-, РО43- тощо), полярна молекула (напри-
клад, №Н3, Н2О тощо), молекули органічних речовин, які легко
поляризуються (наприклад, (СН2)2(ЦН2)2 етилендіамін -еп тощо)
або неполярні молекули органічних речовин.
Здатність центрального атома до комплексоутворення залежить
від величини ступеня окиснення, радіуса атома чи йона його, при-
роди лігандів, рН, температури, природи зовнішньої координа-
ційної сфери, природи розчинника.
Відомі к.ч.: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 12. Найчастіше зустрічаються
координаційні сполуки з к.ч. 2, 4 і 6, причому часто к.ч. в 2 рази
більше числового значення ступеня окиснення центрального ато-
ма. Ці числа відповідають найбільш симетричній геометричній
100
конфігурації комплекси (октаедрична (к.ч.=-6), тетраедрична або
квадрат (к.ч.=4) і лінійна (к.ч.'-2)).
Ліганд характеризується дентатніетю, тобто числом атомів у
ліганда, якими він зв’язаний з центральним атомом. Наприклад,
Р , СІ , І — монодентатні ліганди, оскільки одним атомом кож-
ний ліганд зв’язаний з центральним атомом.
Є ліганди, які містять два атоми, просторове положення яких
дозволяє їм одночасно утворювати по одному зв’язку з центральним
атомом. Це аніони двохосновних кислотних гідроксидів (наприклад,
С2О42; 8О2 , РО3 , 8О2 тощо) або молекули органічних речовин
(наприклад, етилендіамін (СН2)2(МН2)2 — еп). Координаційні спо-
луки, утворені з участю бі-чи полідентатних лігандів, називають-
ся хелатами або клешневидними (грецьке сЬеІІе — клешня).
Різновидністю хелатів є внутрішньокомплексні сполуки, тобто
хелати, в яких один і той же ліганд зв’язаний з центральним
атомом йонним і ковалентним зв’язками (ковалентний зв’язок
виникає за донорно-акцепторним механізмом. Наприклад,
[Си(еп)2]С12, [Ре(С2О|)3]3 є хелатами.
ще
‘і
н,с
N11,
мн2
мн, єн,
і
мн, єн,
Иі[НЦт)2 - нікол(П) диметилгліоксимат — внутрішньоком-
плексна сполука.
Нзс С = N	. М+ = С ЄН3
і ЄКі е ।
ЩС С=И+	N =С снз
У нікол(П) диметилгліоксиматі є 4 цикли: два п’ятичленні і
два шестичленні. Утворення шестичленних циклів обумовлене
водневими зв’язками. Шести- і п’ятичленні цикли найстійкіші і
зовсім нестійкі тричленні цикли.
К.ч. дорівнює числу монодентатних лігандів.
Наприклад, у комплексах [А§(ИН3)3]', [А§-(СМ)2] , [А§-С12] ліган
ди ЬШ3, СМ , СІ — монодентатні, у кожному комплексі по два
ліганди, тому для А^’-іона як центрального атома к.ч.=2.
]0]
У комплексах [2п(ОН)л]2 * , [2п(НН3)4]2 ліганди теж моноден-
татні, і таких 4 ліганди у кожному комплексі, тому для 2п2і - іона
к.ч.=4.
Якщо ліганди бідентатні чи полідентатні, то значення к.ч. у
стільки разів менше від числа лігандів, у скільки разів більша їх
полідентатність.
Наприклад, [Си(еп)2]2+ ліганд етилендіамін (еп) -бідентатний
ліганд, то й к.ч. Си2+-іона дорівнює 2.
Іноді полідентатні ліганди в залежності від умов можуть себе
вести і як монодентатні. Наприклад, при великому надлишку у
розчині триоксосульфат(ІУ)-іонів 8О32- замість [Рі(8О3)3]2 ком-
плекса утворюється комплекс [Рі(8О3)4]4 .
Серед багатоелементних лігандів зустрічаються амбідентатні
ліганди, які координуються різними своїми атомами. Наприклад,
ліганд МО2" може приєднуватися до центрального атома (компле-
ксоутворювача) атомом Нітрогену або атомом Оксигену, формую-
чи зв’язки МпЧ - ЬГО2" або Мп+ - ОМО". Прикладом амбідентатних
лігандів є також 8СЙ“ СЬР -, 8О32' - та інші йони. Наприклад,
у комплексі [У(-МС8)6]2“ координація ліганда -8СИ здійснюється
через атом Нітрогену Й, а в комплексі [Н&(-8СМ)4]2' — через атом
Сульфуру 8 (ця інформація передана у формулі за допомогою ва-
лентного штриха).
К.ч. називають ще координаційною валентністю (к.в.) або коор-
динаційною ємністю (к.є.) центрального атома, тобто це число місць
у внутрішній координаційній сфері навколо центрального атома,
які можуть бути зайняті лігандами. Наприклад,
К4[Ге(СМ)6] к.в. (Ре2+)=6, [А£(МН3)2]ОН к.в. (А^)=2
к.є (Ре2+)=6,	к.є. (А£+)=2
Число місць, які займає кожний ліганд у внутрішній коорди-
наційній сфері, називається координаційною ємністю ліганда.
Наприклад,
к.є. (СМ")=1, к.є. (еп)=2.
Тоді, наприклад, К4[Ре(СМ)6] має таку будову: З.К.С.: 4К+;
В.К.С.: [Ре(СМ)б]4-; 2 (З.К.С.): 4+; 2 (В.К.С.): 4-; Ц.а.: Ге24; г(Ц.а.):
2+; Ь: СИ’; г(Ьі): 1-; к.ч.: 6; к.в.(Ц.а.): 6; к.є(Ц.а.): 6; к.є.(Ь): 1.
2. НОМЕНКЛАТУРА КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
Правила складання назв координаційних сполук є систематич-
ними. У відповідності з рекомендаціями ПІР АС ці правила універ-
сальні, оскільки їх можна застосовувати і до простих неорганічних
сполук. Назви, побудовані за систематичними правилами, адекватні
хімічним формулам.
102
Координаційні сполуки називають за номенклатурою координацій-
них сполук. Послідовність назви координаційних сполук висвітлена
в питанні про номенклатуру кислотних гідроксидів (кислот).
Наприклад, К4[Ге(СМ)(.] - калій гексаціаноферат(ІІ)
(система Штока),
калій гексаціаноферат(4-)
(система Еванса—Бассета);
К^РсІВг^] - калій гексабромопаладат(ІУ),
калій гексабромопаладат(4~);
[А§(МН.()2]ОН — діамінсрібло(І) гідроксид,
діамінсрібло(І-г) гідроксид;
[Ее(КН3)6]С12 — гексаамінферум(ІІ) хлорид,
гексаамінферум(2+) хлорид,
гексаамінзалізо(П) хлорид;
[А1(ОН)(Н2О)5]С12 — пентааквагідроксоалюміній(ІІІ) хлорид,
пентааквагідроксоалюміній(2+) хлорид;
[А§(?Ш3)2]+ — діамінсрібло(І)~катіон, діамінсрібло(14-)-іон,
діамінаргентум(І)-катіон;
[РіС16]2- — гексахлороплатинат(ІУ)-іон,
гексахлороплатинат(2-)-іон.
Таким чином координаційні сполуки завжди називають, почи-
наючи з катіона.
Але:
КН4+ — амоній-іон,
ОН3' — оксоній- або гідроксоній-іон.
Назви аніонних лігандів утворюються додаванням до назв
аніонів закінчення -о. Якщо назва аніона закінчується на —ід, -
ид, -ат, -іт, —ит, то після додавання закінчення -о утворюється
відповідно -ідо, -идо, -ато, —іто, -ито.
Наприклад,		
Формула	Аніон	Ліганд
8О2"	сульфат	сульфато-
РО383-	тіофосфат	тіофосфато-
N0;	нітрат	нітрато-
N0-	нітрит	нітро-
ОЕГО-	нітрит	нітрито-
ВД-	оксалат	оксалато-
СН3СОО"	ацетат	ацетато—
СО2"	карбонат	карбонато-
8СЕГ-	тіоціанат	тіоціанато-
82О2-, 8О382’	тіосульфат	тіосульфато-
8°2‘-	сульфіт	сульфіто-
№"	нітрид	нітридо-
N3-	азид	азидо—
103
Для деяких поширених лігандів поруч з систематичними на-
звами можна використовувати традиційні назви. Наприклад,
Формула	Аніон	Ліганд
Е	флуорид	флуоро-
СІ	хлорид	хлоро-
Вг	бромід	бромо—
I-	іодид, йодид	іодо-, ЙОДО"
О2	оксид	ОКСО”
н	гідрид	гідриде—
0Н-	гідроксид	гідроксе—
°Г	пероксид	пероксо-
82'	сульфід	тіо-
сьг	ціанід	ціане-
Назви лігандів перелічуються в алфавітному порядку і назва
ліганда є єдиним цілим.
Назви координованих молекул (нейтральні ліганди).
Назви таких лігандів зберігаються і відділяються дужками. Най-
частіше зустрічаються такі скорочені назви: М — метал, Ь — ліганд,
Ме — метил, Еі — етил, РИ — феніл, апі — антипірин, еп —•
етилендіамін, ру — піридин, иг — сечовина. Наприклад,.
[ЕГО28О3(иг)2]— біс (сечовина) сульфітоураніл;
[Рі(ру)4]8О4 — тетракіс (піридин) платина(ІІ) сульфат.
Лише координовані дигідроген оксид (Н2О), амоніак (1ЧН3),
нітроген монооксид (N0), карбон монооксид (СО) мають свої
специфічні традиційні назви: аква, амін, ні'грозил, карбоніл, які
входять при написанні у назву комплексе без дужок. Наприклад,
[СгОН(Н2О)2(ЕГН3)3]8О4— діакватриамшгідроксохром(Ш) сульфат,
діакватриамінгідроксохром(2+) сульфат;
[СоС1(НН.!)Г|]С12 — пентаамінхлорокобальт(ІІІ) хлорид,
пентаамінхлорокобальт(2-1-) хлорид;
Ьі[Со(СО)4] — літій тетракарбонілкобальт(І-).
Для підкреслення способу координації лігандів атоми (групи
атомів), через які вона здійснюється, вказують після назви
лігандів через дефіс за допомогою символів елементів. Наприклад,
К2[Н8(-ЗСМ)41
К2[У(-НС5)в].
[Со(-НС8)4]2-
[Н§(-8СМ)4]2
[Со(-ОНО)6]’
калій тетра (тіоціанато-8) меркурат(ІІ);
калій гекса (тіоціанато-М) ванадат(ІУ);
тетра (тіоціанато-И) кобальтат(ІІ)-іон;
тетра (тіоціанато-8) меркурат(ІІ)-іон;
гексанітритокобальтат(ІП)-іон;
К3[Со(Н02)6], К3[Со(~М02)в] — трикалій гексанітрокобальтат;
[Со(-НО2)6]3	— гексанітрокобальтат(ІІІ)-іон.
Приклади назв нейтральних координаційних сполук.
[Ее(8СМ)3]
— ферум(ІІІ) тіоціанат,
ферум(З-г) тіоціанат, ферум тритіоціанат;
104
[Ее(СО)/ [Ці(СО)4] [Ее(С5Н5)2] [Оз3(СО)12] [гп(ру)2сі2] [РіС12(НН3)2]	-	 ферумпентакарбоніл; -	- ніколтетракарбоніл; -	- феру.мди(циклопентадієніл); -	- триосмійдодекакарбоніл; — цинкдипіридилдихлоро; — платинадіаміндихлоро;
[Сг(Н2О)4(ОН)2] — хромтетрааквадигідроксо.
3.	КЛАСИФІКАЦІЯ КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
1.	З позицій теорії електролітичної дисоціації:
а) електроліти, б) неелектроліти.
Електроліти поділяють на:
•основи (наприклад, [Си(ЦН3)4](ОН)2, [А§(ЦН3)2]ОН тощо);
• кислоти (наприклад, Н2[СоС14], Н2[8іЕ6], Н[ВЕ4] тощо. Такі кис-
лоти ще називають суперкислотами);
•солі (наприклад, К3[Со(Ц02)6], МаК2[Со(КЮ2)6] тощо).
2.	На основі природи ліганда:
•	аквакомплекси (наприклад, [Сг(ОН2)6]3\ [Ее(ОН2)в]3* тощо). Як
окремий випадок аквакомплексів є зверхкомплекси. Наприклад,
Си8О4-5Н2О, Еє8О4-7Н2О ([Си(ОН2)4]8О4-Н2О, [Ге(ОН2)6]8О4 Н2О);
•	амінкомплекси (наприклад, [Со(ЦН3)в]3\ [А§(ХН3)2]Т тощо);
•	гідроксокомплекси (наприклад, [Сг(ОН)6]3 , [А1(ОН)6]3 тощо);
•	ацидокомплекси (наприклад, [А1Е6]3-, [ЕеС16]3' тощо);
•	полігалогеніди (наприклад, К[І-І2] — калій дііодоіодид, калій
дийодойодид, КІ.,— калій трийодид, калій триіодид тощо);
•	гідридокомплекси (наприклад, Ьі[А1Н4] тощо) та ін.;
•	карбонілкомплекси (наприклад, [Ее(СО)5], [Ці(СО)4] тощо).
Подвійні солі відрізняються від координаційних сполук тим,
що комплексні йони, які є в кристалічній структурі подвійних со-
лей, не можуть самостійно існувати у водних розчинах, вони пов-
ністю розпадаються на складові частини.
Наприклад, КА1(8О4)2 або К28О4- А12(8О4)3:
К28О,- А12(8О,)3 -» 2К’ - 2А13' + 480/
У водних розчинах всі ці складові частини виявляються харак-
терними реакціями їх.
3.	За знаком заряду комплекса:
•	катіонні комплекси (наприклад, [Со(ХН.Д.]С]3, [Хп(МН3)І](ОН)2 тощо),
•	аніонні комплекси (наприклад, К[ВІІ4], К2[Н§І4] тощо),
•	нейтральні комплекси (наприклад, [РЦМН^Су, [Со^НДСІ/ тощо).
Комплексні сполуки без зовнішньої координаційної сфери не
мають електролітичної дисоціації за першою стадією, тобто не ди-
соціюють як сильні електроліти.
105
4.	ІЗОМЕРІЯ КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
Ізомерія координаційнмих сполук є однією з причин їх багато-
манітності. Види ізомерії:
1. Геометрична (наприклад, платина(П) діаміндихлоро):
С1-
С1-
Р1:+
ин3
СГ
цис-ізомер
(ліганди розміщені у
просторі по боках квадрата) кінцях діагоналі квадрата)
2.	Гідратна (сольватна) (неоднаковий розподіл молекул води
між внутрішньою і зовнішньою координаційними сферами):
[Сг(ОН2)6]С13 — фіолетове забарвлення (гексааквахром(ПІ)
хлорид);
[СгС1(ОН2)5]С12-Н2О — світло-зелене забарвлення (пентааква-
монохлорохром(Ш) хлорид-вода(1/1);
[СгС12(ОН2)4]СЬ2Н2О — темно-зелене забарвлення (тетрааква-
дихлорохром(Ш) хлорид-вода(1/2).
3.	Йонізаційна (неоднаковий розподіл кислотних залишків між
зовнішньою і внутрішньою координаційними сферами):
[Со(ЙН3)5Вг]304	і	[Со(ЙН3)5304]Вг
(червоно-фіолетове	червоне
забарвлення	забарвлення
4.	Координаційна (різний розподіл центральних атомів
комплексними катіоном і аніоном ):
[Со(КН3)6][Сг(СИ)6] і	[Сг(МН3)6][Со(СИ)6].
5.	Сольова (один чи кілька лігандів зв’язані з центральним
мом за допомогою різних атомів, які є в їх складі): .
”6=М-0	-
Со(сп)2
О=И- СГ
цегляно-червоний
транс-ізомер
(ліганди розміщені на
між
ато-
,ог<
^Со(сп),
,огг _
бурий
5. ТРАНСВПЛИВ
ма-
Встановлено, що неоднорідні ліганди у транс-положенні
ють вплив один на одного, що проявляється у більшій чи меншій
здатності цих йонів вступати в реакції заміщення (обміну) (Чер-
няєв 1.1., 1926 р.).
106
Трансвплпв — це .загальна .закономірність для неоднорідних
комплексів квадратної або октаедричної структур. За зменшенням
сили трансвпливу ліганди розміщуються в ряд: СО, N0, N0 , І ,
8СК , Вг , СІ , ЬШ3, ОН , Н„О. Ліганди, розміщені в ряді .зліва, спри-
яють видаленню лігандів, які стоять справа у ряді. 1 навпаки, ліганди
кінця ряду закріплюють у внутрішній координаційній сфері ліганди
початку ряду. Наприклад,
СІ	N0,
Рі
СІ	СІ _
СІ	нн.
РІ
СІ	СІ _
2
У комплексі (1) з трьох лігандів — хлорид-іонів (СІ ) легше від
інших заміщується той хлорид-іон, який знаходиться у транс-
положенні до сильно трансактивного ліганда.
У комплексі (2) ліганд хлорид-іон, який стоїть у транс-
положенні до менш трансактивного ліганда амоніаку КН3, закріп-
лений міцніше від інших хлорид-іонів, тому важче вступатиме в
реакції заміщення.
Значення трансвпливу:
пояснює заміщення лише певних лігандів у реакціях заміщення;
дозволяє ціленаправлено вести синтез речовин.
Наприклад, у реакції (1) утворюється цис-ізомер:
ИН3
Рі
нн3
+ 2КС1
У реакції (2) утворюється транс-ізомер:
нн3
Рі
ічн3
мнП2+ [сі
+2НСІКОНЦ.-*-
мн3
+2Г4Н1
4
(2)
Отже, з [РІС14]2 можна одержати лише цис-ізомер, а з
[Рі(ИН3)4]2* — лише транс-ізомер.
У ряді трансвпливу СГ-іон стоїть до N11.,. Заміна СГ-іона на
1\ТН3 у [РіС14]2' веде до закріплення хлорид-іона, розміщеного у
транс-положенні до заміщеного. Тому друга молекула ЬЇН3 заміщає
один з менш міцно зв’язаних СІ -іонів, які знаходяться до нього у
цис-положенні.
107
Заміна однієї молекули ИН3 у [Рі(ХН3)|]2' хлорид- іоном веде до
послаблення зв’язку молекули амоніаку, яка займає трансполо-
ження. Тому другий хлорид-іон легко заміщує його і входить у
транс-положення до першого.
Для пояснення трансвпливу використовують поляризаційні уяв-
лення, згідно з якими центральний атом (комплексоутворювач)
поляризує ліганди і створює в них індуковані диполі. Коли цент-
ральний атом — ядро комплекса оточене однаковими лігандами,
то воно знаходиться в симетричному полі і індуковані диполі ком-
пенсують один одного. При заміні ліганда на більш негативну або
легше поляризовану групу симетрія поля навколо центрального
атома порушується і в ньому індукується некомпенсований ди-
поль. Так, початковий заряд на Рі2’ індукує диполь на ліганді Б,
який у свою чергу поляризує метал-іон. Поляризація електрон-
ної системи центрального атома веде до відштовхування негатив-
ного заряду на лігандах X. Отже, зв’язок Рі - X послаблюється і
видовжується. Тому в реакціях ліганд X найбільш рухливий
(рис.1).
Отже, згідно з поляризаційною моделлю трансвплив зводиться
до порівняння міцності зв’язків між центральним атомом і ліган-
дами. Більш реакційно здатний той ліганд, зв’язок якого з цент-
ральним атомом (комплексоутворювачем) найслабший, хоч такий
вплив не завжди дотримується.
Рис. 1 Обгрунтування трансвпливу з позицій
поляризаційних уявлень
Теорія тг—зв’язків пояснює трансвплив здатністю транс-ліганда
утворювати подвійні зв’язки з центральним атомом (комплексо-
утворювачем). тг—зв’язок може реалізуватися у тих комплексах, в
яких комплексоутворювач має неподілені (вільні) електронні пари,
а ліганд — вільні орбіталі. При цьому частина електронної густи-
ни з комплексоутворювача переноситься на ліганд і відкривається
доступ до транс-ліганда. Таким чином, згідно з цією концепцією
реакційна здатність ліганда залежить від здатності транс-ліганда
до взаємодії з центральним атомом (комплексоутворювачем). Тому
часто швидкість обміну міцніше зв’язаних лігандів виявляється
більшою, ніж швидкість слабше зв’язаних лігандів.
108
6. ПРИРОДА ХІМІЧНОГО ЗВ’ЯЗКУ В КОМПЛЕКСНИХ ЙОНАХ
Для пояснення комплексоутворення використовують електро-
статичні уявлення. Утворення комплекса — це наслідок електро-
статичної взаємодії між центральним атомом (комплексоутворю-
вачем) і лігандами — йонами або молекулами. Допускається, що
частинки, які утворюють комплекс, шари з певним зарядом і радіу-
сом, які не деформуються. Стійкий комплекс утворюється тоді,
коли сили притягання до центрального атома комплекса зрівнова-
жують сили відштовхування між лігандами.
Наприклад, аквакомплекси лужних і лужноземельних металів
[Ма(ОН2)6]', [Са(ОН2)6]2* тощо утворюються за рахунок електро-
статичного притягання.
Згідно з електростатичними уявленнями в аквакомплексах луж-
ні і лужноземельні метал-іони утримують молекули дигідроген
оксиду (Н2О) за рахунок електростатичних сил взаємодії метал-
іон — диполь (Н2О). Сила притягання між метал-іон — диполь і
сила відштовхування між лігандами (Н2О) урівноважують одна
одну при певному значенні координаційного числа, що відповідає
найбільшій енергії зв’язку комплекса.
Електростатичні уявлення при утворенні комплекса дозволили
оцінити стійкість комплексів, передбачити координаційне число і
просторове розміщення лігандів. Електростатична теорія наочна,
тому нею нині користуються для якісних висновків, наприклад,
для пояснення утворення аквакомплексів лужних і лужноземель-
них металів.
У решти комплексних сполук природа хімічного зв’язку прин-
ципово не відрізняється від природи зв’язку у простих сполуках.
У внутрішній сфері між центральним атомом і лігандами форму-
ються полярні ковалентні зв’язки за донорно-акцепторним механіз-
мом, а зовнішня координаційна сфера утримується біля комплек-
са за рахунок електростатичної йон-йонної взаємодії, яка за ха-
рактером наближається до йонного зв’язку.
Утворення хімічного зв’язку і геометричну будову комплекса
пояснюють за допомогою методу валентних зв’язків і методу мо-
лекулярних орбіталей, які взаємно доповнюють один одного.
Для передбачення реальної геометричної будови комплексних
сполук використовують уявлення про гібридизацію АО централь-
ного атома. Згідно з теорією гібридизації валентні АО центрально-
го атома, які приймають участь в утворенні хімічного зв’язку, у
комплексах втрачають свою індивідуальність, тобто не є чистими.
Вони гібридизуються і одержують точну направленість у просторі,
причому їх взаємна направленість максимально симетрична (для
цього числа АО) відносно центра центрального атома комплексної
сполуки. При цьому перекриття гібридних АО центрального атома
109
з АО лігандів посилюється, міцність хімічного зв’язку зростає і
комплексна сполука одержує оптимальну для неї стійкість.
Залежно від числа гібридних АО центрального атома є кілька
типів стереохімічного розміщення осей симетрії гібридних орбіта-
лей. Таке положення гібридних орбіталей призводить до фіксації
лігандів у просторі навколо центрального атома, що дозволяє гео-
метрично описати будову всього комплекси.
Отже, геометричну конфігурацію комплексної сполуки визна-
чає тип гібридизації АО. Якщо зр-гібридизація АО, то к.ч. дорівнює
2 і комплекс має лінійну геометрію; зр3-гібридизація АО - тетра-
едричну (к.ч.=4), сізр2- квадратну (к.ч.=4); зр3<12- або 62зр3-окта-
едричну форму (к.ч.=6).
Магнітні властивості координаційних сполук залежать від числа
неспарених електронів, тому на основі значення магнітного момен-
ту д координаційної сполуки, знайденого експериментально, визна-
чають число неспарених електронів.
Наприклад, комплексний йон [СоБ^]3 має значення д, яке дорів-
нює 4.5. Це вказує на те, що в комплексному йоні є 4 неспарені
електрони; [Со(СМ)б]3' - д=0, що засвідчує про відсутність неспа-
рених електронів у цій комплексній сполуці.
Отже, в комплексному йоні [СоРб]3 електронна будова і число
неспарених електронів у центрального атома таке, яків вільному
Со3+-іоні, який має таку електронну формулу:
2їСо3' Із2 2з2 2р6 Зз2 Зр6 Зб6 4з 4р 46
Со3' + 6 : Г - -> [СоРб]3".
[СоРб]3•: 3-Н-^ +-|--|-4-Н--Н--Н--Н--Нг-Н------
сі з р	<1
зр3б2-гібридизація
тобто хімічний зв’язок центральний атом-ліганд утворюється за
участю гібридних АО зовнішнього електронного рівня кобальт (3+)-
іона, який має неспарені електрони. Тому комплекс [СоЕб]3" нази-
вається зовнішньоорбітальним, високоспіновим, парамагнітним.
Інший приклад комплексної сполуки з участю кобальт(3+)~
іона — взаємодія кобальт(3+)-іона з ціанід-іонами. У цьому ви-
падку в реакції Со3'-іона з СБГ -іонами відбувається спарювання
електронів на 36-АО Со3+—іона. Тому неподілені пари електронів
лігандів (СБГ-іонів) заселяють дві звільнені ЗсІ-АО в Со3+-іоні:
Со3' + 6 : С№ —[Со(СК)б]3'
[Со(СМ)б]3- :3-Н--Н--Н--Н--Н-4-Н--Н--Н--Н-
<1	зр
б2зр3-гібридизація
110
тобто в утворенні гібридних АО беруть участь АО зовнішнього і
передзовнішнього (внутрішнього) електронних рівнів кобальт(З-і )-
іона, в якому всі електрони спарені. Тому [Со(СЬІ)6]й — внутріш-
ньоорбітальний, низькоспіновий, діамагнітний комплекс.
Сполуки, в яких центральні атоми мають конфігурацію 6° і б10,
будуть діамагнітними (відсутні неспарені електрони); сполуки, які
включають центральні атоми з конфігураціями від 6і до сі9, —
парамагнітні (є неспарені електрони).
У слабкому полі ліганди утворюють число неспарених електронів
завжди більше, ніж у сильному.
Згідно з правилом ефективного атомного номера (Сіджвік) при
комплексоутворенні центральний атом набуває електронну конфі-
гурацію найближчого благородного газу. Ефективним атомним
номером називається число власних електронів центрального ато-
ма разом з числом електронів, які він одержав від лігандів. Так,
Со3+-іон мав своїх 24е(27е-3е), прийнявши 12е від лігандів, цен-
тральний атом набуває конфігурацію благородного газу крипто-
ну, що і визначило величину координаційного числа центрально-
го атома (12:2=6). Хоч є і винятки з правила Сіджвіка.
Для пояснення утворення зовнішньо- або внутрішньоорбіталь-
них комплексів використовують метод валентних зв’язків, доповне-
ний теорією кристалічного поля. В ізольованому (вільному) дискрет-
ному атомі чи йоні, наприклад, Со3’, є 36-оболонка, АО якої п’я-
тикратно вироджені, тобто всі п’ять <і - АО мають однакову енергію.
При утворенні комплекса виродження АО центрального атома зні-
мається під дією електростатичного або кристалічного поля ліган-
дів. Причиною зняття виродження є різниця у формі Зеї - АО і їх
орієнтації у просторі. Зняття виродження АО веде до енергетично-
го розщеплення. Вид зняття виродження залежить від координа-
ційного числа центрального атома у цьому комплексі (рис.2а,б).
Як видно в октаедричному полі лігандів (к.ч.=6) (ц-і)сі-підрівень
центрального атома розпадається на високоенергетичний дуплет
— с1у або ев і низькоенергетичний триплет — сі£ або (рис.2а).
Різниця А між енергіями розщеплення <1 - і підрівнів нази-
вається параметром розщеплення, у цьому випадку — парамет-
ром розщеплення в октаедричному полі (До). Значення До визна-
чається природою ліганда і центрального атома.
Для Зсі-елементів експериментально встановлений так званий
електрохімічний ряд, в якому ліганди розміщені в напрямку
збільшення сили кристалічного поля: Г, Вг, -8СМ, СІ , МО3 , Г ,
ОН , -ОМО , С,О? , Н,О, -N08 , ру, ИН., еп, -N0 , -N0, , -СИ .
’	-'24'2	> *	о'	4
111
Рис. 2 а) Розщеплення (п-І)сі-підрівня центрального атома
в октаедричному полі лігандів. (с]-АО центрального
атома зображено колами на відміну від
6-АО вільного атома).
Рис 2 б) Енергетична діаграма розподілу 6-електронів цент-
рального атома 36-елемента в слабкому і сильному
октаедричному полях лігандів: порядкові номери
відповідають послідовності заселення орбіталей
електронами.
Таким чином, для даного центрального атома 36-елемента ліган-
ди лівої частини ряду створюють слабше поле (До має мале зна-
чення), а ліганди правої частини ряду — сильніше поле (До має
велике значення). Отже, в комплексі [СоЕс]3 ліганд Е -іон ство-
рює слабке поле, а в [Со(СМ)б]3- - СМ -іон створює сильне поле.
На рис. 26 показано порядок заселення 36-електронами сі - і
<1 — підрівнів центрального атома, який знаходиться у сильному і
слабкому полях лігандів.
Для кожного центрального атома 6-елемента межа між ліган-
дами з сильним і слабким полями своя, частіше всього вона виз-
начається квантовомеханічним розрахунком значень До або екс-
периментально за даними спектроскопічних і магнетохімічних
методів. Наприклад, ліганд Е -іон є слабкопольним у комплексі
[СоЕб]3 , [МпЕб]2' і сильнопольним у комплексі [МіЕб]2 ; ліганд мо-
112
лекули дигідроген оксиду Н2О слабкопольний у комплексі
[Со(ОН2)с]2‘ і створює сильне поле в комплексі [Со(ОН2)с]’'.
В утворенні <7-зв’язків центральний атом (комплексоутворювач)-
ліганд з боку центрального атома (елемент 6-родини) приймають
участь і внутрішні (п-1 )сі-АО, оскільки вони не заповнені
електронами, енергетично близькі до па-, пр- і псІ-АО і є валент-
ними. Тому зростає кількість можливих типів гібридизації. В
залежності від сили поля лігандів і числа (п-і)сі -електронів ком-
плексоутворювача утворюються внутрішньо - або зовнішньо-
орбітальні комплекси (рис. За, б).
Метод молекулярних орбіталей враховує електронну структу-
ру центрального атома (комплексоутворювача) і лігандів. У ме-
тоді молекулярних орбіталей комплекс розглядається як єдина
квантовомеханічна система, в якій окремі атоми і молекули втра-
чають свої індивідуальні риси. Валентні електрони системи розмі-
щуються на багатоцентрових МО, які охоплюють ядра комплексо-
утворювача і всіх лігандів, які входять до складу комплексе. Рух
кожного електрона визначається положенням ядер і характером
руху решти електронів. Такі задачі розв’язуються лише наближе-
ними методами.
При передбаченні геометричної будови комплексе з багатоатом-
ними лігандами треба враховувати дентатність ліганда. Кожний
монодентатний ліганд-донор однієї пари електронів (утворюється
один а-зв’язок центральний атом-ліганд), бідентатний ліганд-
донор двох пар електронів (утворюється два ц-зв’язки централь-
ний атом-ліганд). З позицій методу валентних зв’язків допускаєть-
ся, що донорами пар електронів є конкретні атоми багатоатомних
лігандів (донорні атоми).
113
Вплив сили поля лігандів і числа (п-І)сі-електронів
центрального атома для октаедричних частинок на
можливі типи гібридизації атомних орбіталей цент-
рального атома.
Наприклад,
атоми Оксигену О з лігандів Н2О, ОН і -ОИО ;
атоми Нітрогену N — лігандів НН3, И2Н4, ру, еп, -N0’, і К02";
атоми Карбону С — лігандів СО і -СМ-;
кінцевий атом Сульфуру 8 ліганда 8О382‘ тощо.
7. СПОСОБИ УТВОРЕННЯ КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
1.	За типом приєднання:
НЄ(НО3)2 + 2КІ НЄІ2 + 2КИО3
+ 21- -> НЄІ2
НЄІ2 + 2КІ К2[Н8і4]
НЄІ2 + 21- -> [НЄІ4]2
2.	За типом проникнення: А&С1 + 2НН3 [А£(КН3)2]С1
3.	За типом заміщення:
а) лігандів:
К3[РеС16] + 6 : 0Н2	[Ре(ОН2)6]С13 + ЗКС1
[2п(ОН2)4]2+ + 40Н“	[2п(ОН)4]2 + 4Н2О
[2п(ОН2)4]С12 + 4ИаОН На2[2п(ОН4)] + 2ИаС1 + 4Н2О
б) центрального атома:
2Ма[Аи(СЬГ)2] + 2п -> Ма2[2п(СЬГ)4 ] + 2Аи
4.	Реакції окиснення-відновлення:
РеС12 + К3[Ре(СН)6] КРе[Ге(СМ)6] + 2КС1
114
5.	Автокомплексн:
2[Ре(8СЦ)3] Ре[Ре(8СМ)с]
6.	Утворення координаційних сполук з органічними лігандами,
наприклад, №(НТ)т)2:
н3с с = мон	нсж = с
2 І	+ НІ2++2М4р> №	|
Нзс €=N014	ОМ = С
7.	Одержування зверхкислот:
8І0, + 6НГ -> Н,[8іРв] + 2Н,О
і.	іУ о-1	4
8.	Утворення аквакомплексів:
Си8О4 + 5Н2О [Си(ОН2)4]8О4 Н2О
8.	СТІЙКІСТЬ КОМПЛЕКСНИХ СПОЛУК
Здатність комплексної сполуки до дисоціації характеризується
константою нестійкості (Кж):
[АЄ(ИН3)2Г # АЄ' + 2МН3
[ає4][мн32
Кн = Ч--1-----у- = 6.9 • 10 8
[ає(кгн3)2
Чим менша величина Кв комплексної сполуки, тим міцніша
комплексна сполука.
Рівновагу дисоціації комплексного йона можна зміщувати,
зменшуючи концентрацію центрального атома або лігандів:
[Си(ЬГН3)4]2+ + 82 Си8Х + 4ЕГН3
[А£(ЬГН)3Г + СГ + 2Н+ -> АеСІІ + 2ЕГН/
9.	РЕАКЦІЇ У ВОДНИХ РОЗЧИНАХ
КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
У водних розчинах координаційних сполук можливі реакції
обміну йонів зовнішньої координаційної сфери і внутрішньосферно-
го обміну. Наприклад,
22п(ЕГО3)2 + К4[Ре(СМ)6] -> 2п2[Ре(СМ)6]1 + 4КМО3
Умовою протікання реакції вправо є утворення осаду.
[А£(МО2)2] + 282О32 -> [А£(82О3)2]3 + 2ИО2
115
Остання реакція можлива, якщо значення КЕ новоутвореної ком-
плексної сполуки менше, ніж значення К вихідної комплексної
сполуки (К [А£(МО2)2] =1.3-10 2, К [АЄ(82д3)2]3 -1-Ю13). Якщо К
близькі, то можливість переведення однієї комплексної сполуки в
іншу визначається надлишком конкуруючого ліганда.
У розчинах координаційних сполук можливі й окисно-відновні
реакції, в результаті яких змінюється заряд комплексного йона:
-1	+3	0	+2
Н2О2 + 2К3[Ге(СК)6] + 2К0Н -> О2 + 2К4[Ее(СЬГ)6] + 2Н2О
10.	ЗНАЧЕННЯ КООРДИНАЦІЙНИХ СПОЛУК
Деякі координаційні сполуки (гемоглобін, хлорофіл, вітамін
В-12 тощо) відіграють велику роль у фізіологічних та біохімічних
процесах живих організмів.
Нині встановлені елементи життя (Н, С, М, О, Р, 8, СІ) та
біометали (На, К, М&, Са, Ке, Со, Си, 2п, 8п, Мо), виділені
координаційні сполуки, у вигляді яких вони знаходяться в
організмі. Координаційні сполуки металів регулюють, роботу
ферментів і є складовими частинами вітамінів.
В останні роки створені детоксиканти, ліганди, які здатні знеш-
коджувати і виводити з організму токсичні речовини, успішно
розвивається біокоординаційна хімія, де в ролі ліганда - макро-
циклічний ліганд, який зв’язує йони лужних і лужноземельних
металів.
Контрольні завдання
Дописати рівняння реакцій, вказати умови і назвати продукти
реакцій:
1. К,[2п(ОН) ] + НЦО, ->	2. СиСІ. + МИ, ->
3. Рі + НЬГО3 + неї	4. Н&8 + Н*юз + НСІ ->
5. Аи + НЬГО3 + НСІ	6. К[Аи(СЬГ)2] + 2п ->
7. ВіС13 + На2[8п(ОН)4] + МаОН -> 8. СоС12 + НСІ
9. Не + НМО3 + НСІ	10. На2[8п(ОН)4] + О2 + Н.0
11. [АЄ(ЬГН3)2]ОН + СО	12. Си + О2 + МН3
13. Си + КСИ + Н2О + О2	14. К4[Ге(СЬГ)6] + С12 ->
116
15. РеСІ2 4 К3[Ре(СМ)6] -*
17. К[Аи(СМ)2] 4 Н28 ->
19. РеС13 4- К8СИ ->
21. А1(ОН)3 -г ИаОН -*
23. 8пС12 4- МаОН
25. Сг(ОН)3 + ИаОН -4
27. КС1 4- Ма3[Со(МО2)6]
29. МаСІ 4- К[8Ь(ОН)С] ->
31. Ма[Аз(ОН)4] 4- А£МО3 ->
33. (МН4)2СО3
35. (МН4)2 Сг2О. ->
37. АЄС1 4- МН3 ->
39. АеСІ 4- Ма282О3 ->
41. 2п(МО3)2 4- МН3-Н2О ->
43. СоС12 4- КМО2 4- СН3СООН -»
45. НЄ(МО3)2 4 КІ
47. К2[НЄВг4] 4- КІ ->
49. [АЄ(МН3)2]С1 4- КІ -4
51. [Ае(МН3)2]С1 4- НМО3
53. МіС12 4- МН3-Н2О
55. Ре(МО3)3 4- К8СИ -4
57. К3[Ре(СМ)6] - 2п(МО3)2 -4
16. РеС13- К,[Ре(СМ)0] 4
18. Со8 4- НМО3 -- НСІ -4
20. Ре(8СМ)3 Ре(8СИ)3 -4
22. Аи 4- О2 + КСИ 4- Н2О
24. ВеС12 + КОН -4
26. Мі(ОН)2 4- МН3 Н2О -4
28. МН4МО3 4- Ма3[.Со(МО2)6] -4
ЗО. Ма[Аз(ОН)6] 4 АеМО3 -4
32. А§МО3 4- КСМ -4
34. (МН4)28О4 -4
36. А§С1 - НСІ
38. АЄС1 + КСМ
40. МаР + АІК-^
З
42. Си(ОН)2 4- МН3-Н2О -4
44. А§Вг 4- МН3 Н2О
46. НЄ(МО3)2 + НСІ -4
48. К[АЄ(МО2)2] 4- ИН3 -4
50. [Си(МН3)4](ОН)2 4- Иа28 -4
52. Сг(МО3)3 4 КСМ -4
54. РІС1 4- МН-Н,О -4
56. К4[Ре(СМ)6] 4- 2п(МО3)? 4
58.	МН4ИО2 -4
117
РОЗДІЛ IV. ГЕНЕТИЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК МІЖ КЛАСАМИ
НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
Зв’язок між класами неорганічних сполук, який грунтується
на одержанні сполук одного класу неорганічних сполук з іншого
класу, називається генетичним.
Наприклад, Са —» СаО —> Са(ОН)2 —> СаСО,;
СиЗО4 -> Си(ОН)2 СиО Си -> СиО -Си(ОН)2 Си(МО;!)2.
Але часто одержують речовини побічним шляхом.
Протікання хімічних реакцій можна прогнозувати на основі
використання:
1.	Термодинамічних розрахунків.
2.	Аналогій у поведінці речовин у відповідності з періодичною
системою хімічних елементів Д.І.Менделєєва.
3.	Розрахунків констант рівноваги.
4.	Емпіричних правил.
(Реакції обміну протікають у напрямку утворення слабкого
електроліту, практично нерозчинної речовини або газу. Це прави-
ло застосовують, коли знають розчинність солей і гідроксидів та
силу гідроксидів.
Сильні кислоти витісняють слабкі з їх солей у водних розчи-
нах, нелеткі кислоти витісняють леткі з їх солей при нагріванні).
5.	Типових реакцій речовин різних класів неорганічних сполук.
6.	Ряду стандартних електродних потенціалів: реакції між ме-
талами і водними розчинами кислот та між металами і солями.
Кислоти за зменшенням величини їх сили утворюють ряд:
НС1С), НІ, НВг, НС1, НМпО , Н 80 , Н,Сг,О_, НЮ, > НС1О, >
СЕ СООН > НВгО » СС1 СООН > Н,С,О4 > Н,РО, > НСг О. > Н,80,
> Н80/ ~ нсю2 > Н3РО, > СН2С1СООН > НЕ ~ НМО2 > нсоон >
сгнчсоон > не,О “ > ЄН,СООН > Н,СО, > Н 8 > Н,РО4 > нею >
НСЦ > Н,ВО, > ЦН,+ > Н,8іО > НСО,- > Н,О, > НРО,2 •’ Н8 >
З З	4	44	3	22	4
н2о > С2Н5ОН.
Отже, кислотні гідроксиди та речовини, водні розчини яких
мають кислотні властивості, можна розмістити в ряд.
Емпіричне правило “більш сильна кислота витісняє слабшу
кислоту з її солі” якраз і сформульовано для використання цього
ряду кислот. Але це правило можна сформулювати і по-іншому:
рівновага реакції йонного обміну солі з кислотою зміщена в бік
утворення слабкої кислоти.
118
Всі (іонообмінні реакції оборотні. Про їх необоротність можна
говорити лише в практичному значенні, розуміючи при цьому повне
закінчення реакції у тому чи іншому напрямку.
Можна вважати, що ті реакції необоротні, якщо вихідна кис-
лота і кислота, яка утворюється в реакції, далеко стоять одна від
одної у цьому ряді кислот.
Приклади використання наведеного ряду кислот
Приклад 1. В якому напрямку зміститься хімічна рівновага
реакції:
а)	Н,СО3 - ИаКО2 <2 КаНСО,, - НМО2 ?
Алгоритм розв’язування
1.	Порівняти сили карбонатної (Н2СО3) і нітратної(ІП) (НМО2)
кислот, користуючись рядом зменшення сили кислот.
2.	Зробити висновок про сили цих кислот.
(НМО2 сильніша кислота, ніж Н2СО3, оскільки в ряді кислот
вона стоїть ближче до початку ряду).
3.	Пояснити зміщення рівноваги у даній реакції.
(Карбонатна кислота (Н,,СО.() слабша, ніж нітратна(Ш) (НМО2),
тому рівновага реакції а) зміститься вліво).
б)	ХаР - НИО2 # ПР - МаМО2 ?
Алгоритм розв’язування
1.	Порівняти сили нітратної(ІП) (НКТО2) і флуоридної (НР) кис-
лот, користуючись рядом зменшення сили кислот.
2.	Зробити висновок про сили цих кислот.
(Н?Ю2 і НР близькі за силою кислоти, оскільки в ряді кислот
вони стоять рядом).
3.	Пояснити стан рівноваги у даній реакції.
Оскільки флуоридна (НР) і нітратна(ІП) (ННО2) кислоти за силою
майже однакові, то рівновага реакції б) встановиться при приблиз-
но однакових концентраціях вихідних речовин та продуктів реакції).
Приклад 2. При рівних концентраціях розчинів натрій оксо-
хлорату(І) (ИаСЮ) і натрій діоксохлорату(ПІ) (К’аСІО )., яка з со
лей гідролізується сильніше?
Алгоритм розв’язування
1.	Порівняти сили оксохлоратної(І) (НС1О) і діоксохлоратної(ПІ)
(НСЮ2) кислот, користуючись рядом зменшення сили кислот.
2.	Зробити висновок про сили цих кислот.
(Діоксохлоратна(ІІІ) кислота (НСЮ2) сильніша, ніж оксохлорат-
на(І) кислота (НС1О), оскільки в ряді кислот вона стоїть ближче
до початку ряду кислот).
119
3.	Порівняти гідроліз солей цих кислот.
(При рівній концентрації водних розчинів ступінь гідролізу нат-
рій оксохлорату(І) (МаСЮ) більший, ніж натрій діоксохлорату(ІІІ)
(МаСЮ2), оскільки оксохлоратна(І) кислота (ІІСЮ) слабша).
Приклад 3. Напишіть рівняння реакції, яка проходить у вод-
ному розчині, що містить хлор і натрій гідрогенкарбонат (МаНСО3).
Алгоритм розв’язування
1.	Записати рівняння реакції дисмутації хлору (С12) при розчи-
ненні його у воді:
С12 -Г н2о # неї + нею
2.	Порівняти сили хлоридної (НС1), оксохлоратної(І) (НСЮ) і
карбонатної (Н2СО3) кислот, користуючись рядом зменшення сили
кислот.
3.	Зробити висновок про сили цих кислот.
(Хлоридна кислота (НС1) сильніша, ніж карбонатна кислота
(Н2СО3), оскільки стоїть на початку ряду сили кислот, а карбонатна
кислота (Н2СО3) сильніша, ніж оксохлоратна(І) кислота (НСЮ),
яка стоїть у ряді кислот після карбонатної кислоти (Н2СО3) ближ-
че до кінця ряду кислот: НС1 > Н2СО3 > НСЮ).
4.	Зробити висновок про відношення цих кислот до натрій гідро-
генкарбонату (МаНСО3).
(З натрій гідрогенкарбонатом (МаНСО3) реагуватиме лише хло-
ридна кислота (НС1)).
5.	Написати рівняння реакції, яка проходить у водному розчині,
що містить хлор і натрій гідрогенкарбонат (МаНСО3):
С12 + МаНСО3 + Н20 -» МаСІ + НСЮ -і- Н2СО3
Приклад 4. Допишіть рівняння хімічної реакції:
2МН,-Н„0 - ЩРСГ -» (МН,),НР04 + 2Н..0
Алгоритм розв’язування
1.	Порівняти сили кислот амоній-іона (МНД і гідрогенфос-
фат(У)(2-)-іона (НРО4), користуючись рядом зменшення сили
кислот.
2.	Зробити висновок про сили цих кислот.
(Амоній-іон (МН’) — сильніша кислота, ніж гідрогенфос-
фат(У)(2-)-іон (НРО^ ) — кислота, оскільки стоїть у ряді змен-
шення сили кислот після амоній-іона).
3.	Зробити висновок про можливість існування середньої солі
амоній фосфату(У) (МН4)3РО4 у розчині.
(Амоній фосфат(У) (МН4)3РО| у розчині не існує, тому при
120
взаємодії фосфатної(У) кислоти (Н.(РОр навіть з надлишком амоній
гідроксиду (МН,(-Н,,О) утворюється амоній гідрогенфосфат( V)
(КН,)2НРС\).
4.	Записати рівняння хімічної реакції:
2ІЧН-Н,О - НЧРСУ -> (МНХНРО, 4- 2Н„0
Приклад 5. Змішують розчин динатрій сульфіду (Ма23) і кальцій
гідрогенсульфату(ІУ) (Са(НЗО3)2). Поясніть, які явища спостеріга-
ються у розчині. Напишіть рівняння хімічної реакції.
Алгоритм розв’язування
1.	Порівняти сили кислот НЗО3 і НЗ', користуючись рядом
зменшення сили кислот.
2.	Зробити висновок про силу цих кислот.
(Гідроге.нсульфатна(ІУ) кислота (НЗО3-) — сильніша кислота,
ніж гідрогенсульфідна (НЗ ), оскільки в ряді зменшення сили кис-
лот Н3‘ кислота стоїть майже в кінці ряду).
3.	Зробити висновок про утворення гідрогенсульфідної кислоти
(НЗ ) у водному розчині у присутності сильніших кислот.
(При змішуванні водних розчинів динатрій сульфіду (Ма23) і
кальцій гідрогенсульфату(ІУ) (Са(НЗО3)2) утворюється слабша кис-
лота НЗ ).
4.	Записати рівняння хімічної реакції у водному розчині, що
містить динатрій сульфід (Ма23) і кальцій гідрогенсульфат(ІУ)
(Са(НЗО3)2):
НЗО3 4- 82 ЗОз2 + нз або
Са(НЗО3)2 + 2Ма23 -» СаЗО3 - 2МаНЗ 4- Ма2ЗО3
121
РОЗДІЛ V. ПРАКТИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ ДЕЯКИХ
НЕОРГАНІЧНИХ РЕЧОВИН У ПОБУТІ ТА В
СІЛЬСЬКОГОСПОДАРСЬКОМУ ВИРОБНИЦТВІ
Н2О2 (гідроген пероксид) застосовують зовні у вигляді розчину
з масовою часткою речовини 3% як дезінфікуючий засіб. Цей роз-
чин використовують також при запальних захворюваннях слизо-
вої оболонки ротової порожнини і горла, для обробки і лікування
забруднених і гнійних ран, зупинки носових кровотеч.
Н В0.( (тригідроген триоксоборат, водний розчин — боратна(ПІ)
кислота) біла кристалічна речовина. Водний розчин використову-
ють у побуті як антисептик.
Н3РО4 (тригідроген тетраоксофосфат, розчин — фосфатна(У) кис-
лота). Для консервування зеленої маси кукурудзи масою 1 т бе-
руть 3.4 дм3 розчину фосфатної(У) кислоти з масовою часткою
речовини 65% (р=1.47 г/см3).
Н28О4, НСІ (дигідроген тетраоксосульфат, розчин — сульфат-
на(УІ) кислота, гідроген хлорид, розчин — хлоридна кислота).
Для силосування застосовують препарат К-2, масові частки Н28О4,
ТТС1, і води в якому дорівнюють відповідно 0.321; 0.0344 і 0.6464.
Для цього використовують акумуляторну Н28О4 з масовою часткою
речовини 93.6% і густиною 1.83 г/см3 і технічну хлоридну кислоту
з масовою часткою речовини НСІ 28% і густиною 1.14 г/см3.
Для консервування дикоростучих кормових рослин, які не сило-
суються (колючки, солодки, комиш), використовують розчин, при-
готовлений з води об’ємом 21 дм3, розчину дигідроген тетраоксосуль-
фату Н28О4 з масовою часткою речовини 93.6% (р=1.83 г/см3) об’ємом
1 дм3 і натрій хлориду масою 628 г.
ЦН3 Н2О (амоній гідроксид).
Для збільшення поживності силосу його обробляють амоніачною
водою, яка є водним розчином амоній гідроксиду, в 1 дм3 якого
міститься амоніак масою 189.2 г.
Нашатирний спирт — водний розчин амоніаку. Але у великих
дозах настає отруєння, яке характеризується подразненням верхніх
дихальних шляхів, головним болем, різзю в очах, попадання наша-
тирного спирту в очі може викликати їх запалення.
Амоніак у великих концентраціях може викликати у тварин
запалення легень і навіть може призвести до загибелі тварин.
Газоподібний амоніак ЦН3 проникає через шкіру тварин, пони-
жує активність ферментів печінки, викликає дистрофію епітелію
звитих канальців нирок, перешкоджає приросту ваги тіла.
(ЦН4)2НРО4 (діамоній гідрогентетраоксофосфат, діамоній гідро-
122
генфосфат) і N11 (амоній дигідрогентетраоксофосфат, амоній
дигідрогенфосфат) — складові частини добрив, які відомі під на-
звою “амофос”. Суміш амофосу з калій нітратом(У) N.N0., (так зва-
на нітрофоска) особливо цінні добрива, оскільки містять усі
найпотрібніші рослинам елементи (Калій, Нітроген і Фосфор).
N14 N0 ., (амоній триоксонітрат(\7), амоній нітрат(У)) і (N11 ) 80
(діамоній тетраоксосульфат, діамоній сульфат(УІ)) застосовують
як добрива.
КТН(НСО3 (амоній гідрогентриоксокарбонат, амоній гідроген-
карбонат). Використання в кондитерській справі грунтується на
властивостях термічного розкладу речовини з утворенням газопо-
дібних продуктів, які роблять тісто пористим:
N11^1100.,	N11,? -- Н20 + СО2Т
NN,01 (амоній хлорид) за високих температур взаємодіє з метал
оксидом, очищаючи металічну поверхню:
МО - £N^01 -> МС12 -і- 2ІШ, - Н20
4М0 + £N4^1 4Н2О -г N3 - МС12 + ЗМ
Тому застосовують при паянні металів.
N3014 (натрій гідроксид), СаО (кальцій оксид, негашене вапно),
СО(Ш42)2 (карбамід). Для запарювання соломи масою 1 ц викорис-
товують розчин, що містить N3011 масою 2 кг, негашене вапно
масою 2 кг, карбамід масою 1 кг і воду об’ємом 120 дм3.
Розчин натрій гідроксиду з мг^аОН)=0.04 використовують для
обробки тюків пресованої соломи. Така солома краще переварюєть-
ся в організмі сільськогосподарських тварин. Для цього на 100 кг
подрібненої соломи витрачається натрій гідроксид масою 4 кг, які
розчиняють у воді об’ємом 50 дм3.
N31400., (натрій гідрогенкарбонат, питна сода).
Ця гідроген-сіль ЦаНСО., у водних розчинах здатна до кислот-
но-основної взаємодії з утворенням лужної реакції. Тому прийма-
ють всередину при підвищеній кислотності шлункового соку, ви-
разковій хворобі шлунку і дванадцятипалої кишки, печії, подагрі,
діабеті, катарах верхніх дихальних шляхів. Зовні використову-
ють як слабкий луг при опіках, для полоскань, промивань та
інгаляцій при нежиті, кон’юнктивітах, стоматитах, ларингітах, у
кондитерській та хлібопекарській справах тощо.
N324^07-101120 (динатрій тетраборат(ПІ)-вода(1/10) ) біла крис-
талічна речовина, використовують у побуті як антисептик.
Ца2СО3 (динатрій триоксокарбонат, натрій карбонат), №2СО3-ЮН2О
(динатрій триоксокарбонат-вода(1/10), натрій карбонат-вода(1/10),
кристалична сода) використовують у побуті як миючі засоби.
123
ИаМО3 (натрій триоксонітрат( V), натрій нітрат(У)) с цінним
добривом і консервантом у харчовій промисловості.
Ма252О3-5Н2О (динатрій триоксотіосульфат-вода(1/5), натрій
тіосульфат-вода( 1 /5)).
Використовують при аналізі повітря в свинарнику на дигідроген
сульфід Н28. Для цього досліджуване повітря пропускають через
поглинач з надлишком стандартного розчину йоду І2. Для титру-
вання вмісту поглиначів застосовують стандартний розчин
Ма282О3-5Н2О.
Ма282О3-5Н2О, відомий під неправильною назвою гіпосульфіт,
використовують у значних кількостях у фотографії для фіксування
проявлених пластинок і паперу. Хімізм фіксування:
А§Т + 2Ма282О3	Ма3[АЄ(82О3)2] + МаГ
де Г' - СГ -, Вг -іони.
N32804-101120 (динатрій тетраоксосульфат-вода(1/10),натрій
сульфат(УІ)-вода(1/10), глауберова сіль) застосовується в медицині
як проносне. Але може бути використана як протиотрута при
отруєнні барій і плюмбум(ІІ) солями, з якими вона утворює осади
барій сульфату Ва8О4 і плюмбум(ІІ) сульфату РЬ8О4.
N30 (натрій хлорид), сіль, необхідна складова їжі, добрий кон-
сервант багатьох продуктів харчування (наприклад, м’ясо, сало,
масло, риба тощо).
Натрій хлорид у крові людини і тварин утримує певний осмо-
тичний тиск у клітинах організму.
Н20, вода, дигідроген оксид.
Масова частка води тіла дорослої людини складає 65%. Висо-
кий вміст води в клітині — необхідна умова її життєдіяльності. У
живому організмі вода — це середовище, в якому здійснюються
хімічні реакції. Процеси переварювання і засвоєння їжі людиною
і твариною пов’язані з переведенням поживних речовин у розчин.
Рослини одержують поживні речовини лише у вигляді розчинів.
Основна властивість води — це здатність її розчиняти речовини.
М&8О4-7Н2О (магній тетраоксосульфат(УІ)-вода(1/7), магній
сульфат(УІ)-вода(1/7), гірка сіль) застосовується як проносне. Про-
носна дія його пояснюється затримуючим впливом на всмокту-
вання води з кишечника. Внаслідок осмотичного тиску, який ство-
рює ця сіль, вода затримується в просвітку кишечника і сприяє
швидшому просуванню його вмісту.
КХО3 (калій триоксонітрат(У), калій нітрат(У)) використову-
ють для виготовлення деяких комбінованих добрив, консервуван-
ня м’ясних продуктів.
124
К28О4'АІ2(8О|)3-24Н2О (алюміній калій тетраоксосульфат-
вода(1/24), алюмокалієвий галун) застосовують у шкіряній
промисловості для чинення шкіри.
К28іО3 (дикалій триоксосилікат, калій силікат), Ма28іО3
(динатрій триоксосилікат, натрій силікат), водні розчини їх відомі
як розчинне скло, яке використовують як конторський клей.
КМпО4 (калій тетраоксоманганат(УІІ)).
Розведені розчини КМпО4 — це добрі дезінфікуючі і кро-
возупиняючі засоби. Дезінфікуючі властивості розчину калій
тетраоксоманганату(УІІ) обумовлені його високими окисними вла-
стивостями.
СаНРО4-2Н2О (кальцій гідрогентетраоксофосфат(У)-вода(1/2),
кальцій гідрогенфосфат(У)-вода(1/2)) під назвою преципітату є
фосфорне добриво. У воді мало розчинний, але розчиняється в
кислотах, що є в грунті. Сіль використовують також для відгодівлі
тварин.
Са(Н2РО4)2 (кальцій дигідрогентетраоксофосфат(У), кальцій
дигідрогенфосфат(У)) застосовують як добриво. Простий суперфос-
фат Са(Н2РО4)2 та Са8О4, де Са8О4 є баластом, оскільки не засво-
юється рослинами. Подвійний суперфосфат ЗСа(Н2РО4)2-Н2О порів-
няно легко розчиняється у воді.
СаСО3 (кальцій триоксокарбонат, кальцій карбонат) прийма-
ють всередину як препарат Кальцію і як засіб, який адсорбує і
нейтралізує кислоти, а також використовується в складі зубних
порошків.
Ге8О4-7Н2О, Со804-7Н20, 2п8О4-7Н2О, Мп8О4-5Н2О (ферум(П)
сульфат(УІ)-вода(1/7), кобальт(ІІ) сульфат(УІ)-вода(1/7), цинк(П)
сульфат(УІ)-вода(1/7), манган(ІІ) сульфат(УІ)-вода(1/5).
Ці солі вводять у раціон тварин відповідно масами 1.986г,
42.86мг, 1.325г і 2.629г з тим, щоб забезпечити добову потребу
організму в елементах Ферум 400мг, Кобальт 9мг, Цинк ЗООмг і
Манган бООмг.
2пС12 (цинк дихлорид) використовують при паянні для очищення
поверхні, яку спаюють, від оксидів і перешкоджає окисненню
металу в момент паяння:
Н2[2п(ОН)2С12] + МО М[2п(ОН)2С12] + Н20
РЬ2РЬО4 (диплюмбум тетраоксоплюмбат), РЬ3О4, сурик застосо-
вують для виготовлення червоної олійної фарби, якою покрива-
ють залізні предмети з метою захисту від корозії.
Ва(ОН)2 (барій дигідроксид).
Для визначення вмісту карбон(ІУ) оксиду С02 в повітрі тварин-
ницьких приміщень використовують розчин Ва(ОН)2, в 1 дм3 яко-
го міститься Ва(ОН)2-8Н2О масою 7.16г.
125
Додаток 1
Систематичні назви кислотних гідроксидів та їх аніонів
Но- мер гру- пи ПТ ХЕ	Формула		Назва	
	гідроксиду	аніона	кислотного гідроксиду	аніона
II	Н2ВеО2	ВеО22~	дигідроген діоксоберилат диводень діоксоберилат	Діоксоберилат (П) діоксоберилат (2-)
	Н22пО2	2пО22“	дигідроген діоксоцинкат диводень діоксоцинкат	Діоксоцинкат (П) діоксоцинкат (2-)
	Н2[2п(ОН)4]	[2п(ОН)4]2	дигідроген тетрагідроксо- цинкат диводень тетра- гідроксоцинкат	Тетрагідроксо- цинкат(ІІ) тетрагідроксо- цинкат(2—)
III	Н3ВО3	ВОз3’	тригідроген триоксоборат триводень триоксоборат	Триоксоборат (ПІ) триоксоборат (3-)
	(НВО2)п	В02"	циклополі (мо- ногідроген діок- соборат)	Діоксоборат(ІІІ) діоксбборат( 1 —)
	Н2В4О7	В2О72-	дигідроген гепта- оксотетраборат диводень гепта- оксотетраборат	гептаоксотетра- борат(2—) тетраборат(ПІ) (2-)
	Н4В6ОП	в6оп4- 	тетрагідроген 11— оксогексаборат тетраводень 11— оксогексаборат	гексаборат(ІІІ) (4-) •
	Н3В3О6	в3о63~	тригідроген 6- оксотриборат триводень 6—ок- сотриборат	триборат(ІІІ) (3-)
126
	Нз АЮз	А1О33	тригідроген триоксоалюмінат трпводень триоксоалюмінат	триоксоалюмі- нат(З-)
	наю2	А1О2'	моногідроген діоксоалюмінат моноводень діоксоалюмінат	діоксоалюмінат (1-)
IV	Н4СО4	со44~	тетрагідроген тетраоксокарбо- нат тетраводень тет- раоксокарбонат	тетраоксокарбо- нат(4—)
	н2со3	СО32'	дигідроген тр иоксокарбон ат диводень триоксокарбонат	триоксокарбо- нат(2—)
	Н48ІО4	8ІО44“	тетрагідроген тетраоксосилікат тетраводень тетраоксосилікат	тетраоксосилі- кат(4—)
	Н28ІО3	8іО32	дигідроген триоксосилікат диводень триоксосилікат	триоксосилікат (2-)
	Н38і2О7	8і2О76	гексагідроген гептаоксодиси л і- кат гексаводень геп- таоксодисилікат	гептаоксодиси- лікат(6—)
	Н28і2О5	8і2О52’	дигідроген пента- оксодисилікат диводень пента- оксодисилікат	пентаоксодиси- лікат(2—)
	Н2ОеО2	СгеО22"	дигідроген діоксогерманат диводень діоксогерманат	діоксогерманат (2~)
	Н2СгеО3	СгеО32	дигідроген триоксогерманат диводень триоксогерманат	триоксогерма- нат(2—)
127
	Н28иО2	8пО22	дигідроген діоксостанат диводень діоксостанат	діоксостанат (2-)
	Н28пО3	8пО32	дигідроген триоксостан ат диводень триоксостанат	триоксостанат (2~)
	Н48пО4	8пО44-	тетрагід роге н тетраоксостанат тетраводень тетраоксостанат	Тетраоксостанат (4-)
	Н4РЬО4	РЬО44’	тетрагідроген тетраоксоплюм- бат тетраводень тет- раоксоплюмбат	тетраоксо- плюмбат(4—)
	Н2РЬО3	РЬО32	дигідроген триоксоплюмбат диводень триоксоплюмбат	триоксоплюм- бат(2—), плюм- бат(ГУ)(2—)
	Н2РЬО2	РЬО22'	дигідроген діоксоплю мбат диводень діоксоплю мбат	діоксоплюмбат (2—), плюмбат (П)(2-)
V	НМО3	МОз“	гідроген триоксонітрат(У) моногідроген триоксонітрат водень триоксо- нітрат(У)	тр иок сон ітрат (1-) триоксонітрат (V), нітрат(У), нітрат
	НМО2	N0^	моногідроген діоксонітрат водень діоксонітрат(ІІІ) моноводень діоксонітрат	діоксонітрат(І-), нітрат(Ш)(1~), нітрит
	НМ(О2)О	К(02)(Г	моногідроген монооксоперок - сонітрат моноводень монооксопероксо- нітрат	пероксонітрат (Ш)(1-)
128
Н2ІЧ2О2	М2О22	дигідроген діоксодинітрат диводень діоксодинітрат	діоксодинітрат (2 -), гіпонітрит
Н3РО4	РО43	тригідроген тетраоксофосфат триводень тетраоксофосс|)ат	тетраоксофос- фат(3—), фосфат (У)(3—), фосфат (V)
(НРО3)п	РО3“	циклополі(моно- гідроген триоксо- фосфат) циклополі(моно- водень триоксо- фосфат)	триоксофосфат (1-), фосфат(У) (1-)
Н4Р2О7	р2о74-	тетрагідроген гептаоксодифос- фат тетраводень геп- таоксодифосфат	гептаоксоди- фосфат(4 —) дифоСфат(У)(4—)
Н4Р4О12	Р4О12*’	тетрагідроген 12- ок сотетрафосфат тетраводень 12— оксотетрафосфат	додекаоксотетра фосфат(4—) тетрафосфат( V) (4-)
Н3РО3 Н2[РНО3]	РНОз2'	дигідроген гідро- гентриоксофос - фат диводень водень триоксофосфат	гідрогентриок - софосфат(2—)
Н3РО2 Н[РН2О2]	РН2О2	гідроген дигідро- гендіоксофосфат водень диводень* діоксофосфат	дигідроген діок - софосфат(1 —)
НЗА8О4	А8О43-	тригідроген тетраоксоарсенат триводень тетраоксоарсенат	тетраоксоарсе- нат(3—), арсенат (У)(3-)
НАзО3	АзО3"	моногідроген триоксоарсенат моноводень триоксоарсенат	триоксоарсенат (1 —), арсенат (У)(1-)
НзАзОз	АзО33“	тригідроген триоксоарсенат триводень триоксоарсенат	арсенат(ІІІ)(3—), арсеніт
129
НАяОг	АзО2	моногідроген діоксоарсенат моноводень діоксоарсенат	діоксоарсенат (1—), арсенат (Ш)(1--)
Н[8Ь(ОН)б	[8Ь(ОН)6]	гідроген гексагід- роксостибат(У), водень гексагід- роксостибат(У)	гексагідроксо- стибат(У) гексагідроксо- стибат(1—)
Н38ЬО4• • 2Н2О.	8ЬОЛ	тригідроген тет- раоксостибат- во- да(1/2) триводень тетраоксостибат— вода(1/2)	тетраоксостибат (3-), стибат(У) (3-)
Н8ЬО3• •ЗН2О	8ЬО3-	моногідроген триоксостибат- вода(1/3) моноводень триоксостибат— вода(1/3)	триоксостибат (1—), стибат(У) (1-)
Н38ЬО3	8ЬО33-	тригідроген триоксостибат триводень триоксостибат	триоксостибат (3—), стибат (Ш)(3-)
Н8ЬО2	8ЬО2~	моногідроген діоксостибат моноводень діоксостибат	діоксостибат (1—), стибат (ІІІ)(1-)
НВІО3	ВіО3	моногідроген триоксобісмутат (не одержаний)	триоксобісму- тат(1—), бісму- тат(У)(1—)
НУО3	УО3~	моногідроген триоксованадат моноводень триоксованадат	триоксованадат (1—), ванадат(У) (1-)
Н3УО4	уоЛ	тригідроген тетраоксованадат триводень тетраоксованадат	тетраоксована- дат(З-), ванадат(У)(3-)
Н4У2О7	у2о74'	тетрагідроген гептаоксодива- надат тетраводень гептаоксодивана- дат	гептаоксодива- надат(4—) диванадат(У) (4-)
ЩУзОп	У3О93	тригідроген 9- оксотриванадат триводень 9- оксотрпванадат	нопаоксотрива- надат(З-) триванадат(У) (3-)	.
н?у(іоІГ)	УСО1С,2	дигідроген 16- оксогексаванадат диводень 16- оксогексаванадат	16—оксогексава- надат(2-) гексаванадат (У)(2-)
Н28О4	80/	дигідроген тетраоксосульфат диводень тет раоксосул ь <] >а т	тетраоксосуль- фат(2—), суль- фат(УІ)(2 -) суль- <1>ат(УІ), сульсіит
Н28О5 Н28Оз(О2)	80,/	дигідроген триоксопероксо - сульфат(УІ) диводень триоксо- пероксосуль(]йт(УІ)	пероксосульфат ^І)(2-)
н28207	82О72	дигідроген гепта- оксодисульфат диводень гепта- оксодисульфат	дисульфат(УІ) (2~)
н28202	82О22'	дигідроген діоксодисульфат дигідроген діоксотіосульфат диводень д іоксод исул ьфат	діоксодисуль- фат(2—) дисульфат(І) (2—), тіосульфіт
Н2820з	82О32	дигідроген три- оксодисульфат дигідроген три- оксотіосульфат диводень три- оксотіосульс|>ат	триоксодисуль- фат(2—), дисульфат(ІІ) (2-), тіосульфат
Н282О4	82ОЛ	дигідроген тетра- оксодисульфат дигідроген тетра- оксотіосульфат диводень тетра- оксодисульфат	тетраоксоди- сульфат(2—) дисульфат(ІІІ) (2—), дитіоніт
Н282О5	82О/~	дигідроген пента- оксод исул ьфат дигідроген пента- оксотіосульфат диводень пента- оксодисульфат	пентаоксоди- сульфат(2—) пентаоксоди- сульфат(ІУ) дисульфат(ІУ) (2—), дисульфіт
131
	Н282О8 Н282Ос(О2)	82О82	дигідроген гекса- оксопероксоди- сульфат(УІ)	пероксодисуль- фат(УІ)(2-)
	н2803	8О32	дигідроген триоксосульфат диводень три- оксосульс|)ат	сульфат(ІУ) (2—), сульфіт
	Н28еО3	8еО32’	дигідроген триоксоселенат диводень триоксоселенат	триоксоселенат (2-) селенат(ІУ)(2—)
	Н28єО4	8еО42“	дигідроген тетраоксоселенат диводень тетраоксоселенат	тетраоксоселе- нат(2~), селенат (УІ)(2-)
	НбТеОє	ТеО66~	гексагідроген гексаоксотелурат гексаводень гексаоксотелурат	гексаоксотелу- рат(УІ), гексаоксотелу- рат(6—), телу- рат(УІ)(6-)
	Н2ТеО4	ТєО42“	дигідроген тетраоксотелурат диводень тетраоксотелурат	тетраоксотелу- рат(2—), телурат (УІ)(2-), телурат(УІ)
	Н2ТеО3	ТеО32“	дигідроген триоксотелурат диводень триоксотелурат	Триоксотелурат (2-), телурат(ІУ)(2-), телурат(ІУ)
	Н2СгО4	СгОЛ	дигідроген тетраоксохромат диводень тетраоксохромат	тетраоксохро- мат(2-), хро- мат(УІ)(2—), хромат(2-)
	Н2Сг2О7	Сг2О72“	дигідроген гепта- оксодихромат диводень гепта- оксодихромат	гептаоксодих- ромат(2—), геп- таоксодихромат (VI), дихромат (УІ)(2-)
	Н2Сг30ю	Сг30ю2	дигідроген 10- оксотрихромат диводень 10— оксотрихромат	декаоксотри- хромат(2—) декаоксотри- хромат(УІ) трихромат(УІ) (2—), трихромат (2-)
132
	Н2Сг4ОІ:,	Сг4О132	дигідроген 13 - оксотетрахромат диводень 13- ок сотет] >а х ром а т	тетрахромат (УІ)(2- )
	Н3СгО3	СгО33’	тригідроген трпоксохромат триводень трпоксохромат	трпоксохромат (III), триоксо- хромат(З-), хромат(ІІІ)(3—)
	НСгО2	СгО2	моногідроген діоксохромат моноводень діоксохромат	діоксохромат (1—), хромат (ІІІ)(1-), діок- сохромат(ІІІ)
	Н2Мо04	Мо04 2	дигідроген тетраоксомоліб- дат диводень тетра- оксомолібдат	тетраоксомоліб- дат(2—), моліб- дат(УІ)(2--) тетраоксомоліб- дат(УІ)
	Н2\УО4	ж)42~	дигідроген тетра- оксовольфрамат диводень тетраоксоволь- фрамат	тетраоксоволь- фрамат(2—) тетраоксоволь- фрамат(УІ) вольфраматі VI) (2—), воль- фрамат(УІ)
VII	НОР	—	фторнуватиста гідроген оксиген флуорид	-
	нею	сю	моногідроген ок- сохлорат моноводень оксохлорат	оксохлорат(1 —) оксохлорат(І) оксохлорат(І) (1-)
	НС1О2	сю2	моногідроген діоксохлорат моноводень діок сохлорат(ІІІ)	діоксохлорат (1-) діоксохлорат (III), хлорат (Ш)(1-)
	НСІОз	СЮ3‘	моногідроген триоксохлорат моноводень триоксохлорат	триоксохлорат (1~), триоксо- хлорат(У), хлорат(У)(1 -)
	нсю4	сю4	моногідроген тетраоксохлорат моноводень тетраоксохлора т	тетраоксохло- рат(1—) тетраоксохло- рат(УІІ), хло- рат(УІІ)(1 )
133
НВгО	ВгО	гідроген оксобромат моноводень оксобромат	оксобромат(1 --) оксобромат(І) бромат(І)(1--)
НВгО2	ВгО2“	моногідроген діоксобромат моноводень діоксобромат	діоксобромат (1—), діоксо- бромат(ІІІ), бромат(ІІІ)(1—)
НВгОз	ВгОз~	моногідроген триоксобромат моноводень триоксобромат	триоксобромат (1-) триоксобромат (III), бромат (Ш)(1-)
НВгО4	ВгО4~	моногідроген тетраоксобромат моноводень тетраоксобромат	тетраоксобро- мат(1—) тетраоксобро- мат(УІІ), бро- мат(УІІ)(1—)
НІО4	ІО4-	моногідроген тетраоксоіодат моноводень тетраоксоіодат	тетраоксоіодат (1-) тетраоксоіодат (VII), іодат(УІІ) (1-)
Н3Ю5	ю53~	тригідроген пентаоксоіодат гідроген пентаоксоіодат (VII), триводень пентаоксоіодат	пентаоксоіодат (3-) пентаоксоіодат (VII), іодат^ІІ) (3-)
НзЮб	юЛ	пентагідроген гексаоксоіодат гідроген гексаоксоіодат (VII) пентаводень гексаоксоіодат	гексаоксоіодат (5-) гексаоксоіодат (VII), іодат^ІІ) (5-)
НЗМІ1О4	МпО43’	тригідроген тетраоксоманга - нат триводень тетра- оксоманганат	тетраоксоман- ганат(З-) тетраоксоман- ганат^) манганат^)(3—)
134
	Н2МпО4	МпО.!2	дигідроген тетра- оксоманганат(УІ) диводень тетра- оксомаиганат	тетраоксоман- ганат(2—) тетраоксоман- гапат(УІ) манганат(УІ)(2-)
	НМпО4	МпО4~	моногідроген тетраоксоманга- нат моноводень тетраоксоманга- нат	тетраоксоман- ганат(УІІ) манганат(УІІ) (1-), манганат (VII)
	НТсО4	ТсО4	моногідроген тетраоксотехне- цат моноводень тетраоксотехне- цат	тетраоксотехне- цат(І-) тетраоксотехне- цат(УІІ) технецат(УІІ) (1-)
	НВеО4	КеО4“	моногідроген тетраоксоренат гідроген тетраок- соренат(УІІ) моноводень тетраоксоренат	тетраоксоренат (1-) тетраоксоренат (VII), ренат (УІІ)(1-)
Назви сполук Гідрогену з неметалами VII і VI груп головних
підгруп, водні розчини яких мають кислотні властивості
VII	НКводн.	Р"	Флуоридна, флуороводнева	флуорид, фторид
	НСІводн.	СГ	Хлоридна, хлороводнева	хлорид
	НВгводн.	Вг’	Бромідна, бромоводнева	бромід
	НІводн.	Г	іодидна, йодидна іодоводнева	іодид, йодид
VI	НоЗ-ВОДН.	82'	Сульфідна, сірководнева	сульфід
	НгЗе-водн.	8е2’	Селенідна, селеноводнева	селенід
	Н2Теводн.	Те2'	телуридна, телуроводнева	телурид
135
ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА
ПЕРІОДИ				 І	II	ГРУПИ III	IV		 V
1	Й73 ТІ1 1	1 13.5М П	1,0079 Гідроген 1 Водень 1>				
2	і.о	і	з &ЬІ , 8,941 ЛІТІЙ	[Не]2з1	!'іи	2	4 9322 ВЄ	9,0122 Берилій [Мері	2.0	3	с 0,795	3 8198 І>	Ю,811 Бор	[Не)25 2р	2.5	41,-4	е 0,772 Л"1	О 11180 V	12,011 Карбон	2 2 Вуглець [Нв)28 2р	3.0	5.4,31,1.-1.-2,-3	7 0,549 1\Т	( 14.53 1Л	14007 Нітроген	2 з Азот	[Не]28 2р
3	0.8	1	41 ЇЇМа 1 22.9^ Натрій [Мері	1^599 Ж/|0	12 7 646 1УІ§	24,305 Магній [№]2$	1.5	3	40 1,432	А 1	10 5.986	А.1	26,982 Алюміній [Ме)3з23р1	42),-*	4 Д 1,176 о;	14 а.151 ОІ	28,086 Силіцій р*е]3з Зр	2,1	5,(4),3,(-2).-3	-є 1.105 Т)	13 10,486 Г	30,974 Фосфор р4е]3з Зр
4	0.8	1	40 2.272 ТЛ	13 4341 Л.	39,098 Калій	[Аг^в'	Й74 С2	20 вліз	40,078 Кальцій 1Аг]4$	21	3	13 О _ 1,606 44,956	Ьс в;54 {Агрд’лз2 Скандій	22	4>3,(2)	1.5 ’Т’’ 1,448 47,88	її де (А^Зіі24$2 Титан	23	5А3.2	1,6 50,942 V ІЯ1 [Агрд 48 Ванадій
	29	(3)Лі	1.9 £ 1-278 63,546 Сії., 7-Ив ю і Купрум [А/ра 4* МІДЬ	40	2	1,6 1Д35 65,39	ЛП 9394 10 2	,, [Аїрб 4$	ЦИНК	їда р’	31 6,0	1_гД	69,723 Галій |Агрб1°4з24р1	1.8	4.(2)	оп 1.225	3^ 7.9	72.59 Г	•,	10 2 2 Германій [Аїрсі 48 4р	2Д	5.3.-3	«л 1145 А	<53 9,81	А.5	74,922 .	10 2 3 АРСЄН [АфО 4з 4р
5 6 7	0,8	1	07 і 1.0	2	ОО 2.475 Т>1_	07 ; 2,151 £1	00 4.177 КО	85,488 і 5,885 ОГ	87,62 Рубідій [Кг]5»	і Стронцій [Кг)5з		39	’	« V	1.776 88,906	І 6,38 [Кт^’зз2	Ітрій	40	4.(3).Р)	1.4 1.59 91,224	£Л 8.84 Цирконій	41	5.(4),(3)	1.6 92.906	N6 в.'»1 [Кт)4<І 58	НІОбІЙ
	4?	рі.га.і	ід і до	з	і.? 107.87 Ай лате | 112,41	СД Ій ,о і Аргеятум;	ю і „ (Кг|« 5а Срібло 1	ІКт1« 5а КаДМІЙ 0.7	і	сс;0.9	2	се 1655 ГЧ	33,2174 Ж>	ЗО 3,894 С8	132,91 5212 ОД	137,33 Цезій (Хе)б«	। Барій [Хе)б$7		1.7	3.(1)	40 1.8	*1,(-4)	кп 1026 Т«	• 1-405 Чп	3° 5.786 1П	114,82 У44 011	118,71 . -	... 10 2 і	Сганум	10 , з ІНДІЙ	[Кг]44 58 5р ' Олово,цина [Кг}44 58 5р 57	з	11 -72	’-3 138,91 *Ья И77' 178,49	НГ Т [Хе]541б82 Лантан.	[ХеН^зЛв2 Гафній		1.9	5.3.-3	С4 1,45	СЕ	01 8,841 ЗО	121,75 Стибій	ІКт)4<і”>5825рї 73	м»і	[.5 180.95	Та 7М 14 3 2 , рсври 54 68 Тантал
	79	3,(2),1	2,4 75	*	1,442 196,97	Аи .9-225 14 ю 1	Аурум [Хе]44 54 68	ЗОЛОТО 07	тг 1	87 <0	Г Г	[223] Францій [Нл]7в	88	2,1 Но їлоз 200,59	ж	Ю.437 14 10 2	Меркурій [ХеИ< 50	68	Ртуть 0 9 о 2	88 5.279 Ка	226,03 Радій	[Кп)7з	1.8	3.1	04 1,70 грі	°1 6,108 1 І	204,38 ,	14 10 2 1 Талій [Хв)4( 5б бв бр 89	з	ТУ [227] **ДС М [Яп)б<і 7з Актиній	1.8	4,2.(-4)	«9 175 ои	о* г.416 1*0	207 2 Ппюмбум	14 10 2 2 Свинець,ОЛОВО [Х8]4( 5(1 6з 6р 104 [261!	НГ [йп]5Г146(іг782 Дубній	1.9	5.3,(.3)	ао 1.545 Т>«	оо 7.289 І>1	208,98 14 10 2 3 Бісмут [ХеНТ 5(1 6з 6р 105 (262|	( Л Ргібґи3?,’ ДЖОЛІОТІЙ
‘Лантаноїди
Тя 7з 159 ЙЗ 1.1 І кп (О.З <21 П 6І І Ті В2 «і 1.2 вз ~	-.2 ' си з “
00	ПГГ|	1.8251 Оа	т>_	1.820І Ои	»Т1	18Н 01	І»	1.83 0/	с.	1.62 і00	тр„	’.995 04	1	1.787
140,12	-1 *	547 1140,91	**	3-42 ’ 144,24	^<1	5/9 , [147]	* Пі	5,55 • 150,3б	О НІ	5.63 ; 1519Є	Ц,|1	5.6?  15725	VI (1	б,і<
~.А° 2 ЦерійЕ , зо і Празеодимі , * о г Неодим _ „5 о ? Прометій в о і Самарій' т о 2 Європій і ’ ? Гадоліній
[Хе)41 5(1 68	। [Хе)*І5(1 6»	| [Хе]4< 5(1 68	, [Хе)41 М 6е	[Хе)4ї 5(1 65	, [Хе[4Г М 6з	| (Хе}4ґ 5а 6з
“Актиноїди
90	*	І™, 91 5-‘4)	і. 92 Б-‘(51	1.4 (93 (716.5.4(3) 1.3	94	6.5.4.3	Ч ! 95	6,5,4,3	1.3	96	4,3
232,04 1Ь	6.95 ; г2311 їй	1.5617	|Т ,238,03	1.385і	ІМп 1,30 «“.[237]	і [244]	Ри	5.8 ІГ2431	Аш б.о	[247]	Сіп
0 2 2 [Ял)5Г 60 78	Торій. „ . А/ч 2 Протактиній:	з і і , [йл)516(1 7в	; [йл)51 60 7з		Уран ге «еіАиЧ 2 Нептуній:,, 6 0 2 Плутоній ,п „7 0 2 Америцій г ][Йл)5Г бд 7з	’	іРл)5І6(і78	|[Йл)Я 6(1 її	н				7 1 2 КЮРІЙ [Нл]5( 6(1 7з	
У правій верхній частині таблиці на прикладі елемента Ее наведено
константи, що подаються до кожного елемента періодичної системи.
136
Додаток 2
ЕЛЕМЕНТІВ Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА
ГРУПИ
VI	VII
VIII
________і__________
81 4.0
І 0709 Т7
15,9991 Г
24.567 НЄ
Гелій 1$
2
4,0026
3.5	(2),(1).-1,-2
0.604 /Л
13.6’8 V/	і
Оксиген 2 4
Кисень [Не]2$ 2р
ЇЇ її"” 16
ю.360 О 32 066
Сульфур 2 4
_Сірка _ (Нерв Зр _і
24 ’ ’б.(4},зд	"і,? '
51,996 СГ ЇЇ І 54.938
(АгР454»	Титан!
Флуор
Фтор _
10
20,179
12,967
Хлор
)£) 2Г
її 8е
Селен
42
95,94
(АгрО 4$
ОДІ 2.8	(7).5.(3},1,.1
1.145 Т>_.
78,98! 11814
[А4й"4е‘4р4	! Бром
’ б.і.їоі'.рГ 1,8 • дз
5 Мо'я' [99]
(ЮкА,1 Молібден)
18.998.2^564 N6
{Н«]2з*2р''	| Неон [Нв]2з 2р
“7,(6Щ4).ЗДЛ—-Т	<О
СІ 35 453. IV» Аг 39,948
2 5	।	2 6
[Мері Зр АрҐОН [НЄ}33 Зр
“Щ5ЩЗ) 2~ “ і,? Глс"
МпїїІ 55,847
Манган!
~ 35!,, ",
(в оксидах і гідридах) „і»,™,
ювий У дужках- ' 'і 'ьіектроне-
	малолоівирені ______________ гативність
)	16,(5),(4).3,2 Н8 ; ЗЗПОЛІНГОМ
; с
ПорядковийІ У дужках -
номер ___І -------
426
-[55,847г-----Г<
і НАфЇЇ (
Символ]
Атомна Електронна Назва елемента1
маса конфігураціясистематмчна
г-Ферум •	іонізації.
І Залізо 4-,	е8
Г	Традиційна назва
।	простої речовини
6,(5)/4) 3.2	1,8
Тр	1.2411
Г Є ™ 58,933
$ 2 Фептм І
[Аг)34 4з
(4),«Г
79,904!1’-999 Кг
[АгР<|1в4824р5	' КрИЛТОН [Агр^1°45*4р*	[
Т(6),(5),4 Ї9 ~7АЛ~ бГ(6)4Д(2)’ 22 Тдц (5?,4.3,2 ” ’ ~й ІДЙ (4)7 її'
' Тс її, 101,07	, Ки її| 102.91	( КЬ її 106,42 1О Р(1 її
Технецій (	Рутеній!	[Кг]4ОВ5в1 Родій| [К4М1058°	Паладій
53"Тт	54!
126,90 12.13	Хе	131.29І
с	10 2 6	.
Ксенон [Кг}4а 5$ 5р
зТ І7’І77_"
08 її; 192,22
[Хе[4<і''5<1'б5‘
Ферум!
Залізо |
' 36;
83.801
Сої»
[Аіргі 4» Кобальт
28
58,69
жт» 1.248
N1 7635
8 2 НіКОЛ
[Агра 4$	Нікель
[Кґ}4сі 58
52 т
127.80 ’0451 1
' 1°Л
її Те
ІЄЛУЕ_	] ЙОД [Кг]4сІ105925р5
74—6.їїМ4),(з).(ч"’і> |75 ‘
183,85 и )¥ тл і 186,21
[Хе)4Ц 58 6$ Вольфрам [Хе^'їхГ'б/
2.о’" вТг.-Т” ’яй^Т 7.5.з.ї.-і
1.673 Г>л	041 1,46 А а
8.42 ГО [2091'9-5 А.І
Полоній [Хе}451454 °6$26р‘ І Астат [ХеИІ 4541°6з?6рЬ
10, 2
7.6.4,12)	1.9 7С
КЄ ЇЇ 190.2
[Хе}44 54 68 Осмій |
85 ЮД48 т>—	86.
[201]’	КП	1222);
14 10 2 6
РаДОН [Хв)4{ 54 6з 6р
Рен'й
.2	22^Г78	(61,4.2	2.3
Т„	1.357.	Т>4. 1.373
1Г	9,1 ' 195,08 Ні 9.0
.	14 9 ’ _
Іридій; [Хе}44 54 бз Платина
І06	: 107	-С8	'1С9	'ИС 
12631 К1 І ]262] Вп .(2651 Нп '12661 Мі |
[Нп]5!1<6<147$2 РезеофорДій •
’4 і 1	.	'4 6 2 г. . ,	14 7 2 .. .	.. ,	14 а 2	,
[Кп;5Г 60 7$ БорМ; ^л;5Г 50 7$ ГаніИ- [Кл]5Т 60 7$ МзиТНеріН І [Нп]5( 60 7$ У-уннт.и
‘Лантаноїди
158,93 ТЬ 4») 162,50 ОУ 5І“ 164.93 НО і0г.)67 2бЕґ
9 0 2 УеОбіЙ ’0 0 2 ДИСГССЗІЙ ’• 0 2 'СГЬМ'.Й '2 3 2
>[4'5063 Р .[ХеН« 50 6з н ,.-ХеІ4' 5С68	:[Хе;4( М 6$
“Актиноїди
97	«	98	99	3	'3 ; 100 3	” 101	3	102 3-г	13 103 3
[247] Вк І [251] СГ і [252] Nр .[257] ЕШ [258] М(1	[259] N0 [2601 Тг
ібгІм’мУ БеРИІЙ)ІКпріУ7,,І^ІІ|ЗД"іі,)|Яп|Я,'Иі>5і І^’**ЦКп15ГАг ФЄРМІІ' [8ПІЛ.У М,ИЛЄ”І'.ІПпрїУд2 Н°6Є1'І>|?ІА; ,І0ЯІМЙ
У квадратних дужках подано масове число
найстабільнішого ізотопу даного елемента.
Рожевим кольором позначено з-елементи,
жовтим — р-елементи, блакитним — с/-елементи
не забарвлено — Аелементи.
137
00
Додаток З
КЛАСИФІКАЦІЯ ХІМІЧНИХ РЕЧОВИН
Речовини
Неорганічні речовини Органічні речовини
,	і ~	— 1----------------------
________І
Хімічні сполуки
Оксиди
Гідроксиди
				
Основні			Основи	
Кислотні			Кислоти	
Амфотерні			Амфотерні	
- Гідроген-солі
— основні класи неорга-
нічних сполук
** — неосновні класи неорга-
нічних сполук
***— координаційні сполуки
Прості речовини
ОКНС*
			
Не окнс**		кс***	Метали
		1	 Солі		Неметали
Середні
Подвійні
Змішані
Основні
Гідроксидосолі
Оксидосолі
Використана література
1.	Ахметов II.С. Актуальніше попроси курса неорганической
химии. - М.: - Просвеїцение. ••• 1991. - 222с.
2.	Ахметов Н.С. Общая и неорг.чническая химия. - М.: - Вніс-
шая школа. - 1981. - 679с.
3.	Бабков А.В. О применении ряда уменьшения сили кислот
// Химия в школе. - 1993. - 5,- с.8-10.
4.	Болдог Й.Й., Поппель П.П. Електролітична дисоціація та
електроліти. - К.: Радянська школа, 1988. - 134с.
5.	Вступ до хімічної номенклатури. Для викладачів і вчителів
хімії та учнів середніх навчальних закладів /Білодід О.І., Голуб
О.А., Корнілов М.Ю., Кутров Г.П., Нерознак С.В., Цимбал Н.А. -
К.: Школяр, 1997. - 48с., іл.
6.	Голуб А.М. Загальна і неорганічна хімія. Частина І, II. Ви-
давництво Київського університету. - 1968, 1971.
7.	Григор’єва В.В. Основні класи неорганічних сполук. - К.:
Радянська школа, 1973.
8.	Журнал Всесоюзного химического общества им. Д.И. Мен-
делєєва. - 1983, т.28, № 5.
9.	Диогенов Г.Г. Из истории открьітия солей // Химия в шко-
ле. - 1995, - 3. - с.78:80.
10.	Домбровський А.В., Найдан В.М. Органічна хімія. - К.: -
Вища школа. - 1992. - 502с.
11.	Ключников Н.Г. О возможньїх причинах образования кис-
лих и средних солей двухвалентньїх металлов // Химия в школе.
- 1982, 3, - с.68.
12.	Кузьменко Н.Е., Чуранов С.С. Общая неорганическая хи-
мия. Из-во МГУ. - 1977.
13.	Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л. Задачи по неор-
ганической химии. - М.: Вьісшая школа. - 1990.
14.	Любимова Р.Б. Вопросм и задачи по общей и неорганической
химии. - М.: - Внсшая школа. - 1990.
15.	Назаренко В.М. Зкологизированнмй курс химии: от теми
к теме // Химия в школе. - 1995. - 5, с.35-38.
16.	Реми Г. Курс неорганической химии. т. II. - М: Мир, 1966.
- 836с.
17.	Скопенко В.В., Голуб О.А. Про сучасну хімічну термінологію
та номенклатуру з неорганічної хімії // Укр. хим. ж. - 1993. -
т.59. - 1, - с.100-109.
18.	Термінологічний посібник з хімії. Для викладачів і вчи-
телів хімії та учнів середніх навчальних закладів / М.Ю.Корні-
лов, 0.1.Білодід, 0.А.Голуб.- К.: ІЗМН, 1996. - 256с.
19.	Угай Я.А. Неорганическая химия.- М.: - Вьісшая школа.
- 1989. - 452с.
20.	Шустов С.В., Шустова Л.В. Окислительно-восстановитель-
ньіе процесом в живой природе // Химия в школе. - 1995. - 2, -
с.37-40.
139
ЗМІСТ
Від авторів ......................................  З
Вступ.............................................. 4
Розділ І. Найважливіші основні класи неорганічних сполук .	7
1.	Оксиди ............................................  7
1.1.	Формули оксидів .............................. 7
1.2.	Схематичне зображення будови оксидів за
допомогою структурних формул ................  8
1.3.	Номенклатура оксидів ........................  8
1.4.	Класифікація оксидів .....................    10
1.4.1.	Основні оксиди ......................  12
1.4.2.	Кислотні оксиди .....................  16
1.4.3.	Амфотерні оксиди ....................  18
1.5.	Оксиди в природі ...........................  21
2.	Гідроксиди........................................  26
2.1.	Основні гідроксиди (основи) ................. 26
2.2.	Кислотні гідроксиди (кислоти) ............... 35
2.3.	Амфотерні гідроксиди........................  49
2.4.	Гідроксиди в природі......................... 55
3.	Солі .............................................. 58
3.1.	Середні солі................................. 60
3.2.	Гідроген-солі ............................... 62
3.3.	Основні солі ................................ 65
3.4.	Подвійні солі...............................  67
3.5.	Змішані солі................................. 67
3.6.	Схематичне зображення будови солей
за допомогою структурних формул.............. 68
3.7.	Властивості солей ........................... 68
3.8.	Одержування солей ........................... 70
3.9.	Солі в природі .............................. 72
4.	Схеми характеристики хімічних властивостей
основних класів неорганічних сполук .................. 75
140
Розділ II. Найважливіші неосновні класи неорганічних
сполук ................................................ 76
1.	Сполуки Гідрогену з металами. Сполуки Гідрогену з
неметалами У-УІІ груп головних підгруп періодичної
таблиці хімічних елементів ............................ 76
2.	Сполуки, які містять зв'язки неметал-неметал
або метал-метал ....................................... 85
3.	Похідні кислотних гідроксидів...................... 87
4.	Нетипові бінарні сполуки елементів з Оксигеном .... 93
Розділ III. Координаційні сполуки .................... 99
1.	Склад і будова координаційних сполук .............. 99
2.	Номенклатура координаційних сполук................ 102
3.	Класифікація координаційних сполук................ 105
4.	Ізомерія координаційних сполук ................... 106
5.	Трансвплив ....................................... 106
6.	Природа хімічного зв'язку в комплексних йонах..... 109
7.	Способи утворення координаційних сполук	...... 114
8.	Стійкість комплексних сполук ..................... 115
9.	Реакції у водних розчинах координаційних	сполук .. 115
10.	Значення координаційних сполук .................. 116
Розділ IV. Генетичний зв'язок між класами
неорганічних сполук................................... 118
Розділ V. Практичне застосування деяких речовин у
побуті та в сільськогосподарському виробництві ... 122
Додаток 1. Систематичні назви кислотних гідроксидів
та їх аніонів......................................... 126
Додаток 2. Періодична система елементів Д.І.Менделєєва .... 136
Додатак 3. Класифікація хімічних речовин ............ 138
141
Видавниче об’єднання “Промінь” ТОВ “ДС-Україна”
Видавництво відчуває гостру потребу заповнити прогалину, що
утворилася за останні кілька років у інтелектуальній, культурній
та духовній сферах України із за спаду загального економічного рівня
країни. Тому акцент зроблено на учбово-методичній літературі та
книгах духовного змісту різних напрямків.
•	Видає на замовлення літературу учбового та іншого при-
значення
•	Запрошує до співробітництва авторів
•	Шукає оптових покупців та розповсюджувачів літератури
•	Здійснює реалізацію книг: в роздріб через відділ “Книга - поштою"
накладеною оплатою та оптом по перерахуванню
Для реалізації пропонує:
1.	Федак Н.І. “Латинська мова”. Видання друге, змінене та допов-
нене. - Черкаси, 1998, с.88, укр. (Навчальний посібник з латинської
мови для студентів університетів, педінститутів, а також для учнів
ліцеїв, коледжів та гімназій) - 3.50 грн*
Для вивчаючих латинську мову видано два посібника: “Латинсь-
ка мова" та “Латинська мова і сучасність", котрі можуть викори
стовуватись разом або незалежно один від Іншого. В них дуже лако-
нічно викладений весь об'єм програми з латинської мови для універ
ситету. Його успішно використовують в учбовому процесі на стац
іонарному та заочному відділеннях Черкаського державного універ
ситету.
“Латинська мова” містить в собі основи граматики, фонетики
та морфології, а також латинсько-український словник мінімум,
необхідний для студентів університетів.
В посібнику “Латинська мова І сучасність" подані оригінальні
класичні тексти, теми з міфології, тексти на сучасну тематику,
латинсько український та українсько-латинський словники.
2.	Федак Н.І. “Латинська мова і сучасність”. - Черкаси, 1998, с.75,
укр. (Навчальний посібник з латинської мови для студентів універси-
тетів, педінститутів, а також для учнів ліцеїв, коледжів та гімназій) -
3.30 грн*
Посібник розрахований на тих, хто вже засвоїв основи грамати-
ки, фонетики та морфології, має певні навики читання та перекла-
ду, знає лексичний мінімум. Посібник містить оригінальні класичні
тексти та тексти на сучасну тематику, теми з міфології, украї
нсько-латинський та латинсько український словники.
142
3.	Семенович О.Ф., Ломаєва Т.В. "Перетворення і аксіоматичний ме-
тод в геометрії-”. В 3-х частинах. - Черкаси, 1998, частіша І - с.216; части-
на П - с.175, укр. (Навчальний посібник для студентів фізико-математич-
них факультетів педагогічних інститутів), ціна двох частин - 10.00 гри*
Ця книга складається з трьох частин та призначена майбутнім
вчителям математики. Матеріал книги викладено докладно та
доступно. Тому вона може бути широко використана також для
роботи в математичних класах та на факультативних заняттях
у середній школі.
Третя частина посібника готується до видання. В ній подані
задачі й докладні вказівки щодо їх розв'язання. Автори: професор
Черкаського університету Семенович О.Ф. та доцент Київского пе
дуніверситету Ломаєва Т.В.
4.	Єфіменко В.І., Гриценко В.Г. “Збірник задач з фізики”. - Черка-
си, 1997, с.84, укр. (Молекулярна фізика для 10 класу середньої шко-
ли з природничим нахилом) 2.80 грн*
Структура даного посібника базується на історичній послідов
ності відкриття законів молекулярної фізики. В посібник включені
теми, які відсутні в стандартних збірниках задач з курсу фізики
середньої школи, але програма з фізики у класах з природничим на
хилом вимагає вивчення цих питань. Посібник може бути з успіхом
використаний і в звичайній школі, а також при підготовці майбутніх
вчителів фізики.
5.	Атамась В.В. “Збірник задач з веселої математики”. Випуск 1. -
Черкаси, 1997, с.40, укр. - 1.30 грн*
Збірник розрахований на людей, які коли небудь вивчали матема
тику. Хоча за своїми літературними показниками він поступаєть-
ся відомому "Задачнику” Г.Остера, однак за змістом задач в деяких
місцях буде не по зубах і досвідченим олімпіадним бійцям. Книга
буде корисна вчителям математики, які хотіли б зацікавити учнів
своїм предметом.
* - вказані ціни є роздрібними без врахування поштових витрат
Умови розміщення замовлень:
Замовте потрібні вам книги за адресою видавництва, при цьому
вкажіть повну назву, кількість екземплярів, вашу поштову адресу,
номер телефону, прізвище.
Замовлення просимо надсилати за адресою: 257002, Черкаси-2,
аб.ск. 525, ВО “Промінь”, “Книга-поштою” або факсом (0472) 45-50-98.
Оплату здійснювати на р/р 26009182725001 Черкаської філії КБ
“Приватбанк”, МФО 3543477, код ОКПО 24417035, ТОВ “ДС-Украша”.
143
Рекомендовано
Вченою радою Черкаського державного
університету ім. Б.Хмельницького та
Вченою радою Черкаського інженерно-
технологічного інституту
як навчальний посібник
для студентів вищих навчальних закладів
Класифікація та номенклатура складних неорганічних сполук. На-
вчальний посібник для студентів вищих навчальних закладів. За ре-
дакцією А.С.Сегедн. Видання друге, змінене та доповнене. Укладачі:
Сегеда А.С., Унрод В.І., Стоєцький А.Ф. - Черкаси, 1998, с.141.
І8ВМ 966-7326-05-5
© Сегеда А.С., Унрод В.І., Стоєцький А.Ф., 1998.
Відповідальні за випуск: Клюєв Б.В., Миргород Ю.В.
Видавець: ТОВ “ДС-Україна”, Видавниче об’єднання “Промінь”
257000, Україна, Черкаси, Головпоштамп, аб. скр. 99
Віддруковано в друкарні фірми “Інкос”. Замовлення №
144