Тема: Основные понятия

План:

I. Химия как раздел

II. Законы стехиометрии.

III. Атомная и молекулярная массы.

IV. Моль.

V. Важнейшие классы. Номенклатура неорганических веществ

I.

Химия относится к числу естественных наук, изучающих окружающий нас мир со всем богатством его форм и многообразием происходящих в нем явлений.

Естествознание - система наук о природе, или естественных наук, взятых в их взаимной связи, как целое. Естествознание - одна из трёх основных областей научного знания о природе, обществе и мышлении; теоретическая основа промышленной и с.-х. техники и медицины; естественно-научный фундамент философского материализма и диалектического понимания природы.

«Предмет естествознания - движущая материя... Познание различных форм движения... является главным предметом естествознания» (Энгельс Ф., см. Маркс К. и Энгельс Ф). Природа, которая служит предметом Естествознание, рассматривается не абстрактно, вне деятельности человека, а конкретно, как находящаяся под воздействием человека, т. к. её познание достигается в итоге не только теоретической, но и практической производственной деятельности людей. Естествознание как отражение природы в человеческом сознании совершенствуется в процессе её активного преобразования в интересах общества.

Аспекты Естествознание носят строго объективный характер, определяемый либо самим предметом познания, либо методом его познания, который по своему содержанию адекватен предмету. Отсюда - два главных аспекта (или разреза) Естествознание: 1) предметный, соответствующий последовательной связи объектов природы, например их развитию и переходам одних в другие, и 2) методологический, соответствующий последовательным ступеням, которые проходит познание при изучении данного предмета - от его явлений к его сущности, от внешней стороны к внутренней. Соответственно всё Естествознание может быть разделено, согласно первому аспекту, на неорганическое и органическое, т. к. вся природа делится на неживую и живую.Структура Естествознание определяется аспектами Естествознание Взаимная связь отраслей Естествознание отражает общий ход развития всей природы от более простых, низших ступеней и форм до наивысших и сложнейших. Раздвоение природы на неживую и живую, которое зарождается в пределах химии (поскольку химические соединения дифференцируются на неорганические и органические) можно представить так:

физика, химия		неорганическая (путь к неживой природе)
	органическая (путь к живой природе)

Такое раздвоение подготовляется на атомном уровне структурной организации материи; далее из молекул образуются агрегаты (газообразные, капельножидкие, твёрдые - аморфные и кристаллические), составляющие основу различных сфер Земли. С др. стороны, постепенное усложнение молекул углеродистых соединений приводит к образованию биополимеров (белков, нуклеиновых кислот), которые составляют основу живой природы. Физика, химия, геология и биология относятся к числу фундаментальных отраслей современного Естествознание и образуют стержень классификации наук. В основу приведённого (раздвоенного) ряда наук положен принцип развития предмета (природы). Но тот же принцип можно применить к различным по масштабу объектам природы - от космических систем (астрономия) до отдельных планет (геология, включая вообще учение об отдельных планетах и спутниках) и до отдельных сторон (география) и компонентов (биология) данной планеты. Тогда составится другой ряд наук: астрономия - геология - география - биология. В Естествознание существует также множество переходных, промежуточных или междисциплинарных отраслей, что свидетельствует об отсутствии резких границ между науками, об их взаимопроникновении. В современных условиях тенденция к дифференциации наук дополняется тенденцией к их интеграции: вновь возникающие науки ведут не к дальнейшему разобщению наук между собой, а к тому, что прежние резкие разрывы между науками (например, физикой и химией) заполняются за счёт появления новых наук, носящих промежуточный характер (физическая химия, химическая физика).

Явления, при которых из одних веществ образуются другие, новые вещества, называются химическими(Химические изменения всегда сопровождаются изменениями физическими. Поэтому химия тесно связана с физикой. Химия также связана и с биологией, поскольку биологические процессы сопровождаются непрерывными химическими превращениями. Од­нако химические явления не сводятся к физическим процессам, а биологические—к химическим и физическим: каждая форма дви­жения материи имеет свои особенности.).

Изучением таких явлений занимается химия. Химия — это наука о превращениях веществ. Она изучает состав и строение веществ, зависимость свойств веществ от их состава и строения, условия и пути пре­вращения одних веществ в другие.

Вещество:

Каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях определенными физическими свойствами, например вода, железо, сера, известь, кислород, в химии называют веществом. Так, сера — это хрупкие кристаллы светло-желтого цвета, нерастворимые в воде; плотность серы 2,07 г/см3, плавится она при 112,8°С. Все это —характерные физические свойства серы.

Вещества в чистом виде в природе не встречаются. Природные вещества представляют собой смеси, состоящие иногда из очень большого числа различных веществ. Так, природная вода всегда содержит растворенные соли и газы. Когда одно из веществ со­держится в смеси в преобладающем количестве, то обычно вся смесь носит его название.

Нет почти ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии. Природа дает нам лишь исходное сырье — дерево, руду, нефть и др. Подвергая природные материалы химической перера­ботке, получают разнообразные вещества, необходимые для сельского хозяйства, для изготовления промышленных изделий и для домашнего обихода — удобрения, металлы, пластические массы, краски, лекарственные вещества, мыло, соду и т. д. Для химиче­ской переработки природного сырья необходимо знать общие законы превращения веществ, а эти знания дает химия.

II.

Представление о том, что вещество состоит из отдельных, очень малых частиц,— атомная гипотеза — возникло еще в древ­ней Греции. Однако создание научно обоснованного атомно-мо-лекулярного учения стало возможным значительно позже — в XVIII — XIX веках, когда физика стала базироваться на точном эксперименте. В химию количественные методы исследования были введены М. В. Ломоносовым во второй половине XVIII века.

Стехиом е трия (от греч. stoicheioп — первоначало, основа, элемент и...метрия), в химии учение о количественных соотношениях между массами (объёмами) реагирующих веществ (простых и сложных). С. включает вывод химических формул, составление уравнений химических реакций, расчёты, применяемые в химическом анализе.

Основные положения С. вытекают из Авогадро закона, Гей-Люссака закона (объёмных отношений), кратных отношений закона, постоянства состава закона, сохранения массы закона, эквивалентов закона

Сущность атомной теории (атомно-молекулярного учения) заключается в следующих положениях:

1. В основе АТ лежит принцип дискретности строения вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц.

2. Различи между веществами обусловлено различием между их частицами: частицы одного вещества одинаковы, различных веществ – различны.

3. При всех условиях частицы вещества находятся в движении: чем выше температура тела, тем интенсивнее его движение.

ε=

4. Указанные частицы взаимодействуют между собой: притягиваются на относительно большие расстояния, отталкиваются, если одну из них плотнее прижать к другой.

Вид частицы зависит от вещества.

Атом (от греч. atomos - неделимый), наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов.

Молекула (новолат. molecula, уменьшит. от лат. moles - масса), микрочастица, образованная из двух или большего числа атомов и способная к самостоятельному существованию. Имеет постоянный состав (качественный и количественный) входящих в нее атомных ядер и фиксированное число электронов и обладает совокупностью свойств, позволяющих отличать одну молекулу от других, в т.ч. от молекул того же состава.

Ионы (от греч. ion - идущий), одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд. Положительные ионы называют катионами (от греч. kation, буквально - идущий вниз), отрицательные - анионами (от греч. anion, буквально идущий вверх). В свободном состоянии существуют в газовой фазе (в плазме).

Элементы химические, совокупности атомов с определенным зарядом ядра Z. Д.И.Менделеев определял Э.Х. так: "материальные части простых или сложных тел, которые придают им известную совокупность физических и химических свойств".

Формами существования Э.Х. в свободном виде являются простые вещества.

Химический элемент можно определить как вид атомов, харак­теризующийся определенной совокупностью свойств.

Сложные вещества образованы разными элементами и могут иметь состав постоянный (стехиометрические соединения или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения или бертоллиды).

Законы стехиометрии:

1.Сохранения массы закон, исторически сложившееся в химии название закона, по котором у общая масса (вес) веществ, вступающих в реакцию, равна общей массе (весу) продуктов реакции. Широкое распространение в химии закон получил благодаря трудам А. Лавуазье, который сформулировал его в 1789.

2. Посто я нства сост а ва зак о н, один из основных законов химии: Соотношения между массами элементов, входящих в со­став данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения.

. Например, вода содержит (по массе) 11,19% Н и 88,81% О, её молеекулярная масса равна 18,016; это отвечает формуле H2O, в которой на 2 атома Н приходится 1 атом О П. с. з. строго применим только по отношению к газообразным и жидким химическим соединениям. Состав кристаллических соединений может быть и постоянным, и переменным, не отвечающим целочисленным отношениям атомов.

3.Закон эквивалентов Из закона постоянства состава следует, что химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количественных соотношениях.

Возьмем, например, ряд соединений, в состав которых входит элемент водород: хлороводород, вода, аммиак, метан. Атомы водорода соединяются со строго определенным числом атомов другого элемента, а поскольку атом каждого элемента имеет вполне определенную атомную массу, то количества соединяющихся друг с другом элементов строго определенны. Так, в приведенных соединениях, формулы которых , , и , на 1 моль атомов водорода приходится:

1 моль атомов хлора, 1/2 моль атомов кислорода, 1/3 моль атомов азота, 1/4 моль атомов углерода.

Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает такое же количество водорода в соединениях.

Исходя из определения, размерностью эквивалента как количества вещества будет моль, а эквивалент для водорода равен 1 моль атомов. В соединениях же , , и эквивалент хлора, кислорода, азота и углерода равен соответственно 1 моль, 1/2 моль, 1/3 моль, 1/4 моль. Эквивалент элемента (в молях) в соединении легко рассчитать по формуле: , где Э - эквивалент элемента; В - валентность элемента в соединении.

Количество вещества, соответствующее одному эквиваленту, имеет определенную массу. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой (молярной массой эквивалента).

Размерность эквивалентной массы - [г/экв], [кг/экв].

Эквивалентную массу элемента можно рассчитать по формуле:

,

где Э - эквивалентная масса элемента;
- масса моль атомов элемента;
- валентность элемента в соединении.

Так, в приведенных выше примерах эквивалентные массы хлора, кислорода, азота и углерода соответственно равны.

г/экв,
г/экв,
г/экв,
г/экв.

Понятия об эквивалентах и эквивалентных массах распространяются также на сложные вещества.

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или с одним эквивалентом любого другого вещества.

Валентность (от лат. valentia - сила), способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Количественной мерой валентности атома элемента Э служит число атомов водорода или кислорода (эти элементы принято считать соответственно одно- и двухвалентными), которые Э присоединяет, образуя гидрид ЭНх или оксид ЭлОщ.

Эквиваленты и эквивалентные массы сложных веществ можно рассчитать по формулам.

Сложное вещество	Эквивалент, моль	Эквивалентная масса,г/экв
1. Оксид
	- масса моля оксида,
	- число атомов элемента в молекуле оксида,
	- валентность элемента в оксиде.
2. Кислота
	- масса моля кислоты,
3. Кислота
	- масса моля основания,
4. Соль(средняя)
	- масса моля соли,
	- число атомов металла в молекуле соли,
	- валентность металла

Как видно из вышеприведенных формул, эквивалентная масса, как элемента, так и сложного вещества не всегда постоянная величина. Эквивалент и эквивалентная масса элемента зависят от валентности, которую проявляет элемент в соединении. Эквивалент и эквивалентная масса сложного вещества определяются реакцией, в которой участвует вещество.

4.Кратных отношений закон, закон Дальтона, один из основных законов химии: если два вещества (простых или сложных) образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества, относятся как целые числа, обычно небольшие. К. о. з. открыт в 1803 Дж. Дальтоном и истолкован им с позиций атомизма.

Примеры: Многие элементы, соединяясь друг с другом, могут образовать разные вещества, каждое из которых характеризуется определен­ным соотношением между массами этих элементов. Так, углерод образует с кислородом два соединения. Одно из них — оксид углерода), или окись углерода — содержит 42,88 % (масс.) угле­рода* и 57,12% (масс.) кислорода. Второе соединение — диоксид, или двуокись углерода — содержит 27,29 % (масс.) углерода и 72,71 % (масс.) кислорода. Хлористый кальций образует с водой 4 гидрата, состав которых выражается формулами: CaCl2×H2O, CaCl2×2H2O, CaCl2×4H2O, CaCl2×6H2O, т. е. во всех этих соединениях массы воды, приходящиеся на одну молекулу CaCl2, относятся как 1: 2: 4: 6.

5. Закон объёмных (Гей-Люссака) отношений гласит, что объёмы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объёмам газообразных продуктов реакции. Другими словами, отношение объёмов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел. Измеряя при одинаковых условиях объёмы водорода, хлора и хлористого водорода, Гей-Люссак нашёл, что один объём водорода и один объём хлора, соединяясь, дают два объёма хлористого водорода, т. е. отношение объёмов равно 1: 1: 2. Сходная картина имеет место и при других реакциях с участием газов.

6. Закон Авогадро, один из основных законов идеальных газов, согласно которому в равных объёмах различных газов при одинаковых температурах и давлениях содержится одинаковое число молекул. Число молекул в одном моле называют Авогадро числом. А. з. открыт А. Авогадро в 1811. Однако из-за господствовавшего в науке 1-й половины 19 в. смешения понятий атома, эквивалента и молекулы А. з. только с 1860 стал широко применяться в физике и химии. Из А. з. следует:

1) 1 кмоль любого идеального газа при одинаковых температурах и давлениях занимает один и тот же объём, равный 22,4136 м3 при давлении 101 325 н/м2 (760 мм рт. ст.) и температуре 0°С;

2) плотности r2 и r1 двух идеальных газов при одних и тех же давлении и температуре прямо пропорциональны (и удельные объёмы n1 и n 2 обратно пропорциональны) их молекулярным массам M2. и M1:

III.

Относительная атомная масса (сокращенно – атомная масса) элемента — есть отношение массы его атома к 1/12 части массы атома 12С (углерод). Первоначально при вычислениях атомных масс за единицу массы принимали массу атома водорода как самого легкого элемента и по отношению к нему вычисляли массы других элементов. Но так как атомные массы большинства веществ определяются, исходя из состава их кислородных соединений, то фактически вычисления производились по отношению к атомной массе кислорода, которая считалась равной 16. Отношение между атомными массами кислорода и водорода принимали равным 16:1. Впоследствии более точные измерения показали, что это отношение равно 15.874:1 или 16:1.0079. Изменение атомной массы кислорода повлекло бы за собой изменение атомных масс большинства элементов. Поэтому было решено оставить для кислорода атомную массу 16, приняв атомную массу водорода равной 1.0077.

Относительная молекулярная масса (сокращенно — молекулярная масса) простого или сложного вещества есть отношение массы его молекулы к 1/12 части массы атома 12С (углерод). Поскольку масса любой молекулы равна сумме масс составляющих ее атомов, то относительная молекулярная масса равна сумме соответствующих относительных атомных масс.

IV.

Единицей количества вещества, называемой молем (со­кращенно обозначение — «моль»).

Моль— количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12 С.

Применяя понятие «моль», необходимо в каждом конкретном случае точно указывать, какие именно структурные единицы имеются в виду. Например, следует различать моль атомов Н, моль молекул Нг, моль ионов Н+.

В настоящее время число структурных единиц, содержащихся в одном моле вещества (постоянная Авогадро), опреде­лено с большой точностью. В практических расчетах его прини­мают равным 6,02 • 1023 моль-1.

V.

Все вещества делятся на простые (элементарные) и слож­ные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав слож­ных входит два или более элементов. Простые вещества, в свою очередь, разделяются на металлы и неметаллы или металлоиды.

Металлы отличаются характерным «металлическим» блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытяги­ваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и элект­рической проводимостью. При комнатной температуре все метал­лы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов бле­ском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Не­которые из них при обычных условиях газообразны.

Сложные вещества делят на органические и неорганические: органическими принято называть соединения углерода; всеостальные вещества называются неорганическими (иногда мине­ральными).

Неорганические вещества разделяются на классы либо по со­ставу (двухэлементные, или бинарные, соединения и много­элементные соединения; кислородсодержащие, азотсодержащие и т. п.), либо по химическим свойствам, т. е. по функциям (кис­лотно-основным, окислительно-восстановительным и т. д.), которые эти вещества осуществляют в химических реакциях, — по их функциональным признакам.

К важнейшим бинарным соединениям относятся соединения элементов с кислородом (оксиды), с галогенами (галоге­ниды или га л иды), азотом (нитриды), углеродом (кар­биды), а также соединения металлических элементов с водоро­дом (гидриды). Их названия образуются из латинского корня названия более электроотрицательного3* элемента с окончанием ид и русского названия менее электроотрицательного элемента в родительном падеже, причем в формулах бинарных соединений первым записывается символ менее электроотрицательного эле­мента 4*. Например, Ag20— оксид серебра, OF2 — фторид кисло­рода (фтор — более электроотрицательный элемент, чем кислород), КВг — бромид калия, Mg3N2— нитрид магния, СаС2 — карбид кальция (однако названия водородных соединений неметаллов, обладающих свойствами кислот, образуются по правилам, приня­тым для кислот, — см. ниже). Если менее электроотрицательный элемент может находиться в разных окислительных состояниях, то после его названия в скобках указывают римскими цифрами степень его окисленности. Так, Cu20— оксид меди(1), СиО— оксид меди(П), СО — оксид углерода(II), С02 — оксид углеро­да (IV), SF6 — фторид серы (VI). Можно также вместо степени окисленности указывать с помощью греческих числительных при­ставок (люяо, ди, три, тетра, пента, гекса и т. д.) число атомов более электроотрицательного элемента в формуле соединения: СО — монооксид углерода (приставку «моно» часто опускают), С02 — диоксид углерода, SF6 — гексафторид серы.

По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразлич­ные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кис­лотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей. При­соединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания. Например, оксид кальция СаО реагирует с водой, образуя гидроксид кальция Са(ОН)2:

СаО + Н20= Са(ОН)2

Оксид магния MgO — тоже основной оксид. Он малорастворим в воде, но ему соответствует основание — гидроксид магния Mg(OHb, который можно получить из MgO косвенным путем.

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с ос­нованиями (или с основными оксидами) с образованием солей. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, кислотные оксиды образуют кислоты. Так, триоксид серы S03 взаимодей­ствует с водой, образуя серную кислоту H2SO,j:

S03 + Н20 = H2S04

Диоксид кремния Si02 — тоже кислотный оксид. Хотя он не взаимодействует с водой, ему соответствует кремниевая кислота H2Si03, которую можно получить из Si02 косвенным путем.

Один из способов получения кислотных оксидов — отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот.

Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. К таким оксидам относятся, например, А1203, ZnO, РЬ02, Сг203. Явление амфотерности рассматривается в § 87.

Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N20, NO и некоторые дру­гие оксиды.

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды — вещества, содержащие гидроксогруппы ОН. Некоторые из них (основные гидроксиды) проявляют свойства оснований — NaOH, Ва(ОН)2 и т. п.; другие (кислотные гидрок­сиды) проявляют свойства кислот — HN03, н3ро4 и др.; су­ществуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства,—-Zn(OH)2, А1(ОН)3 и т. п. Кислотные гидроксиды называются по правилам, установленным для кислот (см. ниже). Названия ос­новных гидроксидов составляются из слова «гидроксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если необ­ходимо, степени окисленности элемента (римскими цифрами в скобках). Например, LiOH — гидроксид лития, Fe(OH)2 — гидрок­сид железа (II). Растворимые основные гидроксиды называются щелочами; важнейшие щелочи — гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия КОН, гидроксид кальция Са(ОН)2.

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяе­мым по функциональным признакам, относятся кислоты, основа­ния и соли.

Кислотами с позиций теории электролитической диссоциа­ции (§ 82 и 87) называются вещества, диссоциирующие в раст­ворах с образованием ионов водорода. С точки зрения протонной теории кислот и оснований (§ 87) к кислотам относятся вещества, способные отдавать ион водорода, т. е. быть донорами протонов.

Наиболее характерное химическое свойство кислот—их спо­собность реагировать с основаниями (а также с основными и ам-фотернымн оксидами) с образованием солей, например:

H2S04 + 2NaOH = Na2S04 + 2Н,0 2HN03 + FeO = FeTN03)2 + H26 2HC1 + ZnO = ZnCl2 + H20

Кислоты классифицируют по их силе, по основности и по нали­чию или отсутствию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые (§ 84). Важнейшие сильные кисло­ты — азотная HN03, серная H2S04 и соляная НС1. По наличию кислорода различают кислородсодержащие кислоты (HN03, н3ро4 и т. п.) и бескислородные кислоты (НС1, H^S, HCN и т. п.)

По основности, т. е. по числу атомов водорода в молекуле кис­лоты, способных замещаться атомами металла с образованием соли,' кислоты подразделяют на одноосновные (например, НС!, HN03), двухосновные (H2S, H2S04), трехосновные (Н3Р04) и т. д.

Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к кор­ню русского названия кислотообразующего элемента (или к наз­ванию группы атомов, например CN — циан) суффикс о и окон­чание водород: НС1 — хлороводород, H2Se— селеноводород, HCN — циановодород.

Названия кислородсодержащих кислот также образуются от рус­ского названия соответствующего элемента с добавлением слова «кислота». При этом название кислоты, в которой элемент нахо­дится в высшей степени окисленности, оканчивается на ная или овая; напрямер, H2SO4 — серная кислота, НСЮ4 — хлорная кис­лота, H3AsC>4 — мышьяковая кислота. С понижением степени окис­ленности кислотообразующего элемента окончания изменяются в следующей последовательности: оватая (НС103— хлорноватая кислота), истая (НС102 — хлористая кислота), оватистая (НОС1 — хлорноватистая кислота). Если элемент образует кислоты, нахо­дясь только в двух степенях окисленности, то название кислоты, отвечающее низшей степени окисленности элемента, получает окон­чание истая (HN03—азотная кислота, HN02—азотистая кислота).

Основаниями с позиций теории электролитической диссо­циации являются вещества, диссоциирующие в растворах с обра­зованием гидроксид-ионов, т. е. основные гидроксиды.

Наиболее характерное химическое свойство оснований — их способность взаимодействовать с кислотами (а также с кислот­ными и амфотерными оксидами) с образованием солей, например:

КОН + НС1 = КС1+Н20

Са(ОН)2 + С02 = СаСОз + Н20

2NaOH + ZnO = Na2Zn02 + Н20

С позиций протонной теории кислот и оснований (§ 87) к ос­нованиям относятся вещества, способные присоединять ионы во­дорода, т. е. быть акцепторами протонов. С этой точки зрения к основаниям относится, например, аммиак, который, присоединяя протон, образует аммоний-нон NH/. Подобно основным гидр-оксндам аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли, на­пример:2NH3 + H2S04 = (NH4)2S04

В зависимости от числа протонов, которые может присоеди­нить основание, различают однокислотные основания (LiOH, КОН, NH3 и т. п.), двукислотные [Ва(ОН)2, Fe(OH)2] и т. д. По силе основания делятся на сильные и слабые (§ 84); к сильным основаниям относятся все щелочи.

К солям относятся вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов. Соли можно рассматривать как продукты за­мещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой атомов NH4) или как про­дукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислот­ными остатками. При полном замещении получаются средние (или нормальные) соли. При неполном замещении водо­рода кислоты получаются кислые соли, при неполном заме­щении гидроксогрупп основания—основные соли. Ясно, что кислые соли могут быть образованы только кислотами, основность которых равна двум или больше, а основные соли — гидрокси-дами, содержащими не менее двух гидроксогрупп. Примеры образования солей:

Са(ОН)2 + H2S04 = CaS04 + 2Н20

CaS04 (сульфат кальция)—нормальная соль;

КОН + H2S04 = KHS04 + Н20 KHS04 (гидросульфат калия) — кислая соль;

Mg(OH)2 + НС1 = Mg(OH)Cl + Н20

Mg(OH)Cl (хлорид гидроксомагния)—основная соль.

Согласно современным номенклатурным правилам, названия солей образуются из названия аниона в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже. Название аниона со­стоит из корня латинского наименования кислотообразующего элемента, окончания и, если необходимо, приставки (см. ниже). Для названия катиона используется русское наименование соот­ветствующего металла или группы атомов; при этом, если необ­ходимо, указывают (в скобках римскими цифрами) степень окис­ленности металла.

Анионы бескислородных кислот называются по общему для бинарных соединений правилу, т. е. получают окончание ид. Так, NH4F—фторид аммония, SnS — сульфид олова (II), NaCN — цианид натрия. Окончания названий кислородсодержащих кислот зависят от степени окисленности кислотообразующего элемента. Для высшей его степени окисленности («...ная» или «...овая» кис­лота) применяется окончание ат; например, соли азотной кислоты HN03 называются нитратами, серной кислоты H2SO4 — сульфа­тами, хромовой кислоты Н2СГО4 — хроматами. Для более низкой степени окисленности («...истая» кислота) применяется оконча­ние «г; так, соли азотной кислоты HN02 называются нитритами, сернистой кислоты H2S03 — сульфитами. Если элемент образует кислоту, находясь в еще более низкой степени окисленности [(«...оватистая» кислота), то название аниона этой кислоты полу­чает приставку гипо и окончание ит; например, соли хлорновати­стой кислоты НОС1 называются гипохлоритами.

Названия кислых и основных солей образуются по тем же об­щим правилам, что и названия средних солей. При этом название аниона кислой соли снабжают приставкой гидро, указывающей на наличие незамещенных атомов водорода; если таких атомов два или больше, то их число указывают греческими числитель­ными приставками. Так, Na2HP04 — гидроортофосфат натрия, NaH2P04 — дигидроортофосфат натрия. Аналогично катион ос­новной соли получает приставку гидроксо, указывающую на нали­чие незамещенных гидроксогрупп. Например, А1 (ОН) С12 — хло­рид гидроксоалюминия, А1(ОН)2С1 — хлорид дигидроксоалю-миния.

По исторически сложившейся традиции для солей хлорной (НСЮ4), йодной (НЮ4) и марганцовой (НМПО4) кислот приме­няют названия, отличающиеся от систематических: их называют соответственно перхлоратами, периодатами и пермаганатами. Поэтому отличаются от систематических и общеупотребительные названия солей хлорноватой (НС103), йодноватой (НЮ3) и мар­ганцовистой (Н2Мп04) кислот (соответственно—хлораты, иодаты и манганаты).