Formule za kisele reakcije. Kiseline: klasifikacija i hemijska svojstva

Klasifikacija neorganskih supstanci sa primerima jedinjenja

Hajde da detaljnije analiziramo gore prikazanu klasifikacionu šemu.

Kao što vidimo, prije svega, sve neorganske tvari se dijele na jednostavno I kompleks:

Jednostavne supstance To su supstance koje su formirane od atoma samo jednog hemijskog elementa. Na primjer, jednostavne tvari su vodonik H2, kisik O2, željezo Fe, ugljik C, itd.

Među jednostavnim supstancama postoje metali, nemetali I plemeniti gasovi:

Metali formiraju hemijski elementi koji se nalaze ispod dijagonale bor-astatin, kao i svi elementi koji se nalaze u bočnim grupama.

Plemeniti gasovi formiran od hemijskih elemenata grupe VIIA.

Nemetali formirani su od hemijskih elemenata koji se nalaze iznad dijagonale bor-astatin, sa izuzetkom svih elemenata bočnih podgrupa i plemenitih gasova koji se nalaze u grupi VIIIA:

Nazivi jednostavnih supstanci najčešće se poklapaju s nazivima kemijskih elemenata od čijih atoma nastaju. Međutim, za mnoge hemijske elemente fenomen alotropije je široko rasprostranjen. Alotropija je pojava kada je jedan hemijski element sposoban da formira nekoliko jednostavnih supstanci. Na primjer, u slučaju kemijskog elementa kisika moguće je postojanje molekularnih spojeva sa formulama O 2 i O 3. Prva supstanca se obično naziva kiseonikom na isti način kao i hemijski element od čijih atoma nastaje, a druga supstanca (O3) se obično naziva ozon. Jednostavna supstanca ugljenik može značiti bilo koju od njegovih alotropnih modifikacija, na primjer, dijamant, grafit ili fulerene. Jednostavna tvar fosfor može se shvatiti kao njegove alotropne modifikacije, kao što su bijeli fosfor, crveni fosfor, crni fosfor.

Kompleksne supstance

Kompleksne supstance su supstance formirane od atoma dva ili više hemijskih elemenata.

Na primjer, složene tvari su amonijak NH 3, sumporna kiselina H 2 SO 4, gašeno vapno Ca (OH) 2 i bezbroj drugih.

Među složenim anorganskim supstancama postoji 5 glavnih klasa, a to su oksidi, baze, amfoterni hidroksidi, kiseline i soli:

Oksidi - složene supstance formirane od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju -2.

Opća formula oksida može se napisati kao E x O y, gdje je E simbol hemijskog elementa.

Nomenklatura oksida

Naziv oksida hemijskog elementa zasniva se na principu:

Na primjer:

Fe 2 O 3 - gvožđe (III) oksid; CuO—bakar(II) oksid; N 2 O 5 - dušikov oksid (V)

Često možete pronaći informacije da je valencija elementa naznačena u zagradama, ali to nije slučaj. Tako je, na primjer, oksidacijsko stanje dušika N 2 O 5 +5, a valencija, čudno, četiri.

Ako kemijski element ima jedno pozitivno oksidacijsko stanje u spojevima, tada oksidacijsko stanje nije naznačeno. Na primjer:

Na 2 O - natrijum oksid; H 2 O - vodonik oksid; ZnO - cink oksid.

Klasifikacija oksida

Oksidi se prema svojoj sposobnosti stvaranja soli pri interakciji sa kiselinama ili bazama dijele na formiranje soli I ne stvaraju soli.

Malo je oksida koji ne stvaraju soli; svi su formirani od nemetala u oksidacionom stanju +1 i +2. Treba zapamtiti listu oksida koji ne stvaraju soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Oksidi koji tvore soli dijele se na osnovni, kiselo I amfoterično.

Osnovni oksidi su oni oksidi koji u reakciji s kiselinama (ili kiselim oksidima) stvaraju soli. Bazni oksidi uključuju okside metala u oksidacionom stanju +1 i +2, sa izuzetkom oksida BeO, ZnO, SnO, PbO.

Kiseli oksidi To su oksidi koji u reakciji s bazama (ili bazičnim oksidima) stvaraju soli. Kiseli oksidi su skoro svi oksidi nemetala sa izuzetkom CO, NO, N 2 O, SiO, koji ne stvaraju soli, kao i svi oksidi metala u visokim oksidacionim stanjima (+5, +6 i +7).

Amfoterni oksidi nazivaju se oksidi koji mogu reagirati i sa kiselinama i sa bazama, a kao rezultat tih reakcija nastaju soli. Takvi oksidi imaju dvojaku kiselinsko-baznu prirodu, odnosno mogu pokazati svojstva i kiselih i bazičnih oksida. Amfoterni oksidi uključuju metalne okside u oksidacionim stanjima +3, +4, kao i okside BeO, ZnO, SnO i PbO kao izuzetak.

Neki metali mogu formirati sve tri vrste oksida koji stvaraju soli. Na primjer, krom stvara osnovni oksid CrO, amfoterni oksid Cr 2 O 3 i kiseli oksid CrO 3.

Kao što vidite, kiselinsko-bazna svojstva metalnih oksida direktno zavise od stepena oksidacije metala u oksidu: što je veći stepen oksidacije, kisela svojstva su izraženija.

Grounds

Grounds - jedinjenja formule Me(OH) x, gdje je x najčešće jednako 1 ili 2.

Klasifikacija baza

Baze se klasifikuju prema broju hidroksilnih grupa u jednoj strukturnoj jedinici.

Baze sa jednom hidrokso grupom, tj. tip MeOH se zove monokiselinske baze, sa dvije hidrokso grupe, tj. tip Me(OH) 2, odnosno dijakiselina itd.

Baze se takođe dele na rastvorljive (alkalije) i nerastvorljive.

Alkalije uključuju isključivo hidrokside alkalnih i zemnoalkalnih metala, kao i talij hidroksid TlOH.

Nomenklatura baza

Naziv fondacije zasniva se na sljedećem principu:

Na primjer:

Fe(OH) 2 - gvožđe (II) hidroksid,

Cu(OH) 2 - bakar (II) hidroksid.

U slučajevima kada metal u složenim supstancama ima konstantno oksidaciono stanje, nije potrebno to naznačiti. Na primjer:

NaOH - natrijum hidroksid,

Ca(OH) 2 - kalcijum hidroksid itd.

Kiseline

Kiseline - složene tvari čije molekule sadrže atome vodika koji se mogu zamijeniti metalom.

Opća formula kiselina može se napisati kao H x A, gdje su H atomi vodika koji se mogu zamijeniti metalom, a A je kiseli ostatak.

Na primjer, kiseline uključuju spojeve kao što su H2SO4, HCl, HNO3, HNO2, itd.

Klasifikacija kiselina

Prema broju atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom, kiseline se dijele na:

- O baznih kiselina: HF, HCl, HBr, HI, HNO 3 ;

- d bazične kiseline: H 2 SO 4, H 2 SO 3, H 2 CO 3;

- T rehobazične kiseline: H 3 PO 4 , H 3 BO 3 .

Treba napomenuti da broj atoma vodika u slučaju organskih kiselina najčešće ne odražava njihovu bazičnost. Na primjer, sirćetna kiselina formule CH 3 COOH, uprkos prisustvu 4 atoma vodika u molekuli, nije tetra- već jednobazna. Bazičnost organskih kiselina određena je brojem karboksilnih grupa (-COOH) u molekulu.

Takođe, na osnovu prisustva kiseonika u molekulima, kiseline se dele na bezkiseoničke (HF, HCl, HBr itd.) i koje sadrže kiseonik (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 itd.) . Nazivaju se i kiseline koje sadrže kiseonik oksokiseline.

Možete pročitati više o klasifikaciji kiselina.

Nomenklatura kiselina i kiselih ostataka

Sljedeću listu imena i formula kiselina i kiselih ostataka morate naučiti.

U nekim slučajevima, niz sljedećih pravila može olakšati pamćenje.

Kao što se može vidjeti iz gornje tabele, konstrukcija sistematskih naziva kiselina bez kisika je sljedeća:

Na primjer:

HF—fluorovodonična kiselina;

HCl—hlorovodonična kiselina;

H 2 S je hidrosulfidna kiselina.

Nazivi kiselih ostataka kiselina bez kiseonika zasnivaju se na principu:

Na primjer, Cl - - hlorid, Br - - bromid.

Nazivi kiselina koje sadrže kisik dobivaju se dodavanjem različitih sufiksa i završetaka imenu elementa koji tvori kiselinu. Na primjer, ako element koji stvara kiselinu u kiselini koja sadrži kisik ima najviše oksidacijsko stanje, tada se naziv takve kiseline konstruira na sljedeći način:

Na primjer, sumporna kiselina H 2 S +6 O 4, hromna kiselina H 2 Cr +6 O 4.

Sve kiseline koje sadrže kiseonik se takođe mogu klasifikovati kao kiseli hidroksidi jer sadrže hidroksilne grupe (OH). Na primjer, to se može vidjeti iz sljedećih grafičkih formula nekih kiselina koje sadrže kisik:

Tako se sumporna kiselina inače može nazvati sumpornim (VI) hidroksidom, azotna kiselina - azot (V) hidroksidom, fosforna kiselina - fosfor (V) hidroksidom, itd. U ovom slučaju, broj u zagradama karakterizira stupanj oksidacije elementa koji stvara kiselinu. Ova verzija naziva kiselina koje sadrže kiseonik može se mnogima učiniti krajnje neuobičajenim, ali povremeno se takva imena mogu naći u stvarnim KIM-ovima Jedinstvenog državnog ispita iz hemije u zadacima o klasifikaciji neorganskih supstanci.

Amfoterni hidroksidi

Amfoterni hidroksidi - metalni hidroksidi koji imaju dvojaku prirodu, tj. sposoban da pokaže i svojstva kiselina i svojstva baza.

Metalni hidroksidi u oksidacionim stanjima +3 i +4 su amfoterni (kao i oksidi).

Takođe, kao izuzeci, amfoterni hidroksidi uključuju jedinjenja Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 i Pb(OH) 2, uprkos oksidacionom stanju metala u njima +2.

Za amfoterne hidrokside tro- i četverovalentnih metala moguće je postojanje orto- i meta-oblika, koji se međusobno razlikuju po jednom molekulu vode. Na primjer, aluminijum(III) hidroksid može postojati u orto obliku Al(OH)3 ili metaobliku AlO(OH) (metahidroksid).

Budući da, kao što je već spomenuto, amfoterni hidroksidi pokazuju i svojstva kiselina i svojstva baza, njihova formula i naziv se također mogu napisati drugačije: ili kao baza ili kao kiselina. Na primjer:

soli

Na primjer, soli uključuju spojeve kao što su KCl, Ca(NO 3) 2, NaHCO 3, itd.

Gore predstavljena definicija opisuje sastav većine soli, međutim, postoje soli koje ne potpadaju pod nju. Na primjer, umjesto katjona metala, sol može sadržavati amonijeve katione ili njegove organske derivate. One. soli uključuju spojeve kao što su, na primjer, (NH 4) 2 SO 4 (amonijum sulfat), + Cl - (metil amonijum hlorid) itd.

Klasifikacija soli

S druge strane, soli se mogu smatrati produktima zamjene katjona vodika H+ u kiselini drugim kationima, ili kao produktima zamjene hidroksidnih jona u bazama (ili amfoternih hidroksida) drugim anionima.

Uz potpunu zamjenu, tzv prosjek ili normalno sol. Na primjer, potpunom zamjenom katjona vodika u sumpornoj kiselini katjonima natrijuma nastaje prosječna (normalna) sol Na 2 SO 4, a potpunom zamjenom hidroksidnih jona u bazi Ca (OH) 2 kiselim ostacima nitratnih jona , formira se prosječna (normalna) sol Ca(NO3)2.

Soli dobivene nepotpunom zamjenom vodikovih kationa u dvobaznoj (ili više) kiselini katjonima metala nazivaju se kiselim. Dakle, kada se vodikovi kationi u sumpornoj kiselini nepotpuno zamijene kationima natrijuma, nastaje kisela sol NaHSO 4.

Soli koje nastaju nepotpunom zamjenom hidroksidnih jona u dvokiselinskim (ili više) bazama nazivaju se baze. O jake soli. Na primjer, kada se hidroksidni ioni u bazi Ca(OH) 2 nepotpuno zamijene nitratnim ionima, formira se baza O bistra sol Ca(OH)NO3.

Soli koje se sastoje od katjona dva različita metala i anjona kiselih ostataka samo jedne kiseline nazivaju se dvostruke soli. Tako, na primjer, dvostruke soli su KNaCO 3, KMgCl 3 itd.

Ako se sol formira od jedne vrste kationa i dvije vrste kiselih ostataka, takve soli se nazivaju mješovite. Na primjer, miješane soli su spojevi Ca(OCl)Cl, CuBrCl, itd.

Postoje soli koje ne potpadaju pod definiciju soli kao produkti zamjene katjona vodika u kiselinama metalnim kationima ili produkti zamjene hidroksidnih iona u bazama anionima kiselih ostataka. To su kompleksne soli. Na primjer, kompleksne soli su natrijum tetrahidroksozinkat i tetrahidroksoaluminat sa formulama Na 2 i Na, respektivno. Kompleksne soli se među ostalima najčešće mogu prepoznati po prisustvu uglastih zagrada u formuli. Međutim, morate razumjeti da da bi se supstanca klasificirala kao sol, ona mora sadržavati neke katione osim (ili umjesto) H +, a anioni moraju sadržavati neke anione osim (ili umjesto) OH - . Na primjer, jedinjenje H2 ne pripada klasi kompleksnih soli, jer kada se odvaja od katjona, u otopini su prisutni samo katjoni vodonika H+. Na osnovu vrste disocijacije, ovu supstancu treba klasifikovati kao kompleksnu kiselinu bez kiseonika. Isto tako, OH spoj ne spada u soli, jer ovo jedinjenje se sastoji od katjona + i hidroksidnih jona OH -, tj. treba ga smatrati sveobuhvatnom osnovom.

Nomenklatura soli

Nomenklatura srednjih i kiselih soli

Naziv srednjih i kiselih soli zasniva se na principu:

Ako je oksidacijsko stanje metala u složenim tvarima konstantno, onda to nije naznačeno.

Nazivi kiselinskih ostataka su navedeni gore kada se razmatra nomenklatura kiselina.

Na primjer,

Na 2 SO 4 - natrijum sulfat;

NaHSO 4 - natrijum hidrogen sulfat;

CaCO 3 - kalcijum karbonat;

Ca(HCO 3) 2 - kalcijum bikarbonat itd.

Nomenklatura osnovnih soli

Nazivi glavnih soli zasnivaju se na principu:

Na primjer:

(CuOH) 2 CO 3 - bakar (II) hidroksikarbonat;

Fe(OH) 2 NO 3 - gvožđe (III) dihidroksonitrat.

Nomenklatura kompleksnih soli

Nomenklatura složenih spojeva je mnogo složenija, a da biste položili Jedinstveni državni ispit ne morate mnogo znati o nomenklaturi kompleksnih soli.

Trebali biste znati imenovati kompleksne soli dobivene reakcijom alkalnih otopina s amfoternim hidroksidima. Na primjer:

*Iste boje u formuli i nazivu označavaju odgovarajuće elemente formule i imena.

Trivijalni nazivi neorganskih supstanci

Pod trivijalnim nazivima podrazumijevamo nazive supstanci koje nisu povezane, ili slabo povezane, sa svojim sastavom i strukturom. Trivijalna imena su, po pravilu, određena ili istorijskim razlozima ili fizičkim ili hemijskim svojstvima ovih jedinjenja.

Lista trivijalnih naziva neorganskih supstanci koje trebate znati:

Na 3	kriolit
SiO2	kvarc, silicijum dioksid
FeS 2	pirit, željezni pirit
CaSO 4 ∙2H 2 O	gips
CaC2	kalcijum karbida
Al 4 C 3	aluminijum karbida
KOH	kaustični kalijum
NaOH	kaustična soda, kaustična soda
H2O2	vodikov peroksid
CuSO 4 ∙5H 2 O	bakar sulfat
NH4Cl	amonijak
CaCO3	kreda, mermer, krečnjak
N2O	gas za smeh
NE 2	smeđi gas
NaHCO3	soda bikarbona
Fe3O4	gvozdena vaga
NH 3 ∙H 2 O (NH 4 OH)	amonijak
CO	ugljen monoksid
CO2	ugljen-dioksid
SiC	karborund (silicijum karbid)
PH 3	fosfin
NH 3	amonijak
KClO3	Bertholetova so (kalijev hlorat)
(CuOH)2CO3	malahit
CaO	živog vapna
Ca(OH)2	gašeno vapno
prozirni vodeni rastvor Ca(OH) 2	krečna voda
suspenzija čvrstog Ca(OH) 2 u njegovom vodenom rastvoru	krečno mleko
K2CO3	potash
Na 2 CO 3	soda ash
Na 2 CO 3 ∙10H 2 O	kristalna soda
MgO	magnezija

Kiseline su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.

Na osnovu prisustva ili odsustva kiseonika u molekuli, kiseline se dele na one koje sadrže kiseonik(H 2 SO 4 sumporna kiselina, H 2 SO 3 sumporna kiselina, HNO 3 dušična kiselina, H 3 PO 4 fosforna kiselina, H 2 CO 3 ugljična kiselina, H 2 SiO 3 silicijska kiselina) i bez kiseonika(HF fluorovodonična kiselina, HCl hlorovodonična kiselina (hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H 2 S hidrosulfidna kiselina).

U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, kiseline su jednobazne (sa 1 ​​H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma). Na primjer, dušična kiselina HNO 3 je jednobazna, jer njena molekula sadrži jedan atom vodika, sumpornu kiselinu H 2 SO 4 – dvobazni, itd.

Postoji vrlo malo neorganskih spojeva koji sadrže četiri atoma vodika koji se mogu zamijeniti metalom.

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Kiseli ostaci mogu se sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili se mogu sastojati od grupe atoma (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - to su složeni ostaci.

U vodenim rastvorima, tokom reakcija razmene i supstitucije, kiseli ostaci se ne uništavaju:

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Riječ anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.

Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji tvori kiselinu (sredstvo za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H 2 SO 4 - sumporna; H 2 SO 3 – ugalj; H 2 SiO 3 – silicijum itd.

Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivima kiselina bit će kada element pokazuje višu valenciju (molekula kiseline sadrži visok sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti „prazan“: HNO 3 - dušik, HNO 2 - dušik.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi nerastvorljivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za kiseline bez kisika. Kiseline bez kisika se također dobivaju direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje rezultirajućeg spoja u vodi:

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H 2 + S → H 2 S.

Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H 2 S su kiseline.

U normalnim uslovima, kiseline postoje u tečnom i čvrstom stanju.

Hemijska svojstva kiselina

Otopine kiseline djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske) su visoko rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.

Indikatori su supstance složene strukture. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U neutralnim rastvorima imaju jednu boju, u rastvorima baza imaju drugu boju. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, a lakmusov indikator također postaje crven.

Interakcija sa bazama s stvaranjem vode i soli, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interakcija s baznim oksidima sa stvaranjem vode i soli (reakcija neutralizacije). Sol sadrži kiseli ostatak kiseline koji je korišten u reakciji neutralizacije:

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interakcija sa metalima. Da bi kiseline stupile u interakciju sa metalima, moraju biti ispunjeni određeni uslovi:

1. metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što se metal dalje nalazi u seriji aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji sa kiselinama;

2. kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da donira ione vodonika H+).

Kada dođe do kemijske reakcije kiseline s metalima, nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o kiselinama?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

Nazivi nekih neorganskih kiselina i soli

Kiselinske formule	Nazivi kiselina	Nazivi odgovarajućih soli
HClO4	hlor	perhlorati
HClO3	hipohlorni	hlorati
HClO2	hlorid	hloritima
HClO	hipohlorni	hipohloritima
H5IO6	jod	periodates
HIO 3	jodni	jodati
H2SO4	sumporna	sulfati
H2SO3	sumporna	sulfiti
H2S2O3	tiosumpor	tiosulfati
H2S4O6	tetrationic	tetrationati
HNO3	nitrogen	nitrati
HNO2	azotni	nitriti
H3PO4	ortofosforni	ortofosfati
HPO 3	metafosforna	metafosfati
H3PO3	fosfor	fosfiti
H3PO2	fosfor	hipofosfiti
H2CO3	ugalj	karbonati
H2SiO3	silicijum	silikati
HMnO4	mangan	permanganata
H2MnO4	mangan	manganata
H2CrO4	hrom	hromati
H2Cr2O7	dihrom	dichromats
HF	fluorovodonik (fluorid)	fluoridi
HCl	hlorovodonična (hlorovodonična)	hloridi
HBr	bromovodična	bromidi
HI	vodonik jodid	jodidi
H2S	hidrogen sulfid	sulfidi
HCN	cijanid vodonik	cijanidi
HOCN	cijan	cijanata

Dozvolite mi da vas ukratko podsjetim, koristeći konkretne primjere, kako soli treba pravilno zvati.

Primjer 1. Sol K 2 SO 4 formira se od ostatka sumporne kiseline (SO 4) i metala K. Soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati. K 2 SO 4 - kalijum sulfat.

Primjer 2. FeCl 3 - sol sadrži željezo i ostatak hlorovodonične kiseline (Cl). Naziv soli: gvožđe (III) hlorid. Imajte na umu: u ovom slučaju ne moramo samo imenovati metal, već i navesti njegovu valenciju (III). U prethodnom primjeru to nije bilo potrebno, jer je valencija natrijuma konstantna.

Važno: naziv soli treba da ukazuje na valenciju metala samo ako metal ima promenljivu valenciju!

Primjer 3. Ba(ClO) 2 - sol sadrži barij i ostatak hipohlorne kiseline (ClO). Naziv soli: barijum hipohlorit. Valencija metala Ba u svim njegovim jedinjenjima je dva;

Primjer 4. (NH 4) 2 Cr 2 O 7. NH 4 grupa se naziva amonijum, valencija ove grupe je konstantna. Naziv soli: amonijum dihromat (dikromat).

U gornjim primjerima naišli smo samo na tzv. srednje ili normalne soli. O kiselim, bazičnim, dvostrukim i kompleksnim solima, solima organskih kiselina ovdje neće biti govora.

Fizički i hemijski izrazi porcija, frakcija i količina supstance. Jedinica atomske mase, a.m.u. Mol supstance, Avogadrova konstanta. Molarna masa. Relativna atomska i molekulska masa supstance. Maseni udio hemijskog elementa

Struktura materije. Nuklearni model strukture atoma. Stanje elektrona u atomu. Punjenje orbitala elektronima, princip najmanje energije, pravilo Klečkovskog, Paulijev princip, Hundovo pravilo

Periodični zakon u modernoj formulaciji. Periodični sistem. Fizičko značenje periodičnog zakona. Struktura periodnog sistema. Promjene u svojstvima atoma kemijskih elemenata glavnih podgrupa. Plan karakteristika hemijskog elementa.

Mendeljejevljev periodični sistem. Viši oksidi. Hlapljiva vodonikova jedinjenja. Rastvorljivost, relativne molekulske mase soli, kiselina, baza, oksida, organskih supstanci. Niz elektronegativnosti, anjona, aktivnosti i napona metala

Elektrohemijski niz aktivnosti metala i vodonik tabela, elektrohemijski niz napona metala i vodonika, niz elektronegativnosti hemijskih elemenata, niz anjona

Hemijska veza. Koncepti. Pravilo okteta. Metali i nemetali. Hibridizacija elektronskih orbitala. Valentni elektroni, koncept valencije, koncept elektronegativnosti

Vrste hemijskih veza. Kovalentna veza - polarna, nepolarna. Karakteristike, mehanizmi nastanka i vrste kovalentnih veza. Jonska veza. Oksidacijsko stanje. Metalni priključak. Vodikova veza.

Hemijske reakcije. Pojmovi i karakteristike, Zakon održanja mase, Tipovi (jedinjenja, dekompozicija, supstitucija, razmjena). Klasifikacija: reverzibilne i ireverzibilne, egzotermne i endotermne, redoks, homogene i heterogene

sada ste ovdje: Najvažnije klase neorganskih supstanci. Oksidi. Hidroksidi. Sol. Kiseline, baze, amfoterne supstance. Najvažnije kiseline i njihove soli. Genetski odnos najvažnijih klasa neorganskih supstanci.

Hemija nemetala. Halogeni. Sumpor. Nitrogen. Karbon. Plemeniti gasovi

Hemija metala. Alkalni metali. Elementi grupe IIA. Aluminijum. Iron

Obrasci toka hemijskih reakcija. Brzina hemijske reakcije. Zakon masovne akcije. Van't Hoffovo pravilo. Reverzibilne i ireverzibilne hemijske reakcije. Hemijska ravnoteža. Le Chatelierov princip. Kataliza

Rješenja. Elektrolitička disocijacija. Pojmovi, rastvorljivost, elektrolitička disocijacija, teorija elektrolitičke disocijacije, stepen disocijacije, disocijacija kiselina, baza i soli, neutralni, alkalni i kiseli mediji

Reakcije u otopinama elektrolita + Redox reakcije. (Reakcije jonske izmjene. Stvaranje slabo rastvorljive, gasovite, blago disocijirajuće supstance. Hidroliza vodenih rastvora soli. Oksidant. Redukciono sredstvo.)

Klasifikacija organskih jedinjenja. Ugljovodonici. Derivati ​​ugljovodonika. Izomerija i homologija organskih jedinjenja

Najvažniji derivati ​​ugljovodonika: alkoholi, fenoli, karbonilna jedinjenja, karboksilne kiseline, amini, aminokiseline