Кислоты

Кислотами называются сложные вещества, диссоциирующие в водных растворах с образованием гидратированных катионов водорода:

HСl + H₂O = H₃O⁺ + Сl^-

HNO₃+ H₂O = H₃O⁺ + NO₃^-

По своему составу кислоты делятся на бескислородные (HСl, HBr, НI, H₂S, НСN, H₂Se) и кислородосодержащие (Н₂SO₄, HNO₃, H₃РO₄, H₂SiO₃ и др.)

Для названия кислот обычно используется русская номенклатура, согласно которой названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания – водородная:

H₂S – сероводородная кислота;

HСl – хлороводородная кислота;

НСN – циановодородная кислота;

H₂Se – селеноводородная кислота.

Названия кислородосодержащих кислот зависят от степени окисления элемента - кислотообразователя.

Если элемент проявляет свою высшую степень окисления, то к его названию прибавляют окончания – ная или – овая, например:

Na₂S⁺⁶O₄ – серная кислота;

H₂W⁺⁶O₄ – вольфрамовая кислота;

HN⁺⁵O₃ – азотная кислота;

HМn⁺⁷O₄ – марганцовая кислота.

Для кислот с более низкой степенью окисления к названию кислотообразователя добавляется окончание –истая:

H₂S⁺⁴O₃ – сернистая кислота;

HN⁺³O₂ – азотистая кислота;

HР⁺³O₃ – фосфористая кислота.

При проявлении элементом еще более низкой степени окисления к его названию прибавляется окончание – оватистая:

H₃Р⁺¹O₂ – фосфорноватистая кислота;

HВr⁺¹O – бромноватистая кислота.

Для кислот, в которых кислотообразующий элемент проявляет промежуточную степень окисления по сравнению с соответствующими кислотами, имеющими названия с окончаниями – ная и – истая, к его названию добавляется окончание – оватая. Так, четыре кислоты, которые может образовать хлор в зависимости от проявляемой им степени окисления, можно назвать так:

HСl⁺¹O – хлорноватистая кислота;

HСl⁺³O₂ – хлористая;

HСl⁺⁵O₃ – хлорноватая кислота;

HСl⁺⁷O₄ – хлорная кислота.

Название кислоты определяется также числом молекул воды, присоединенных к молекуле ангидрида кислоты. Перед названием наименее гидратированной формы кислоты ставится приставка – мета, а перед названием более гидратированной кислоты приставка –орто. Так, при взаимодействии фосфорного ангидрида с водой могут быть получены мета- и орто- фосфорные кислоты:

HРO₃ – метафосфорная кислота;

H₃РO₄ – ортофосфорная кислота.

Названия наиболее распространенных в практической деятельности человека кислот и соответствующих им солей представлены в таблице 1.

При составлении графических формул всех перечисленных выше видов кислот следует учитывать, что в молекулах кислородосодержащих кислот атомы водорода, способные замещаться атомами металлов, связаны с элементом – кислотообразователем через атом кислорода. В молекулах бескислородных кислот атом водорода связан непосредственно с атомом неметалла:

H₂S Н₂SO₄ Н₂S₂O₈

О О

Н Н– О О || ||

S^2- S⁺⁶ Н–О– S–О–О– S–О–Н

Н Н– О О || ||

О О

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты подразделяются на одноосновные, двухосновные и трёхосновные:

HNO₃, HСl, НI, HСlО₄ – одноосновные;

Н₂SO₄, H₂СrO₄, H₂SiO₃ – двухосновные;

H₃РO₄, H₃ВO₃ – трехосновные кислоты.

Двухосновные и трехосновные кислоты в водных растворах диссоциируют ступенчато:

H ₃РO₄ H⁺ + H₂РO₄^-

H ₂РO₄^- H⁺ + HРO₄^2-

H РO₄^2- H⁺ + РO₄^3-

Этим объясняется образование кислых солей.

К важнейшим свойствам кислот относится их способность взаимодействовать с основаниями (реакция нейтрализации),

3HСl + Fe(ОН)₃ = FeСl₃ + 3H₂O

Для кислот характерны также реакции с основными и амфотерными оксидами, приводящие к образованию солей:

Н₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O

6HСl + Al₂O₃ = 2AlСl₃ + 3H₂O

Помимо этого кислоты взаимодействуют с металлами. В зависимости от активности металла (его положения в ряду напряжений металлов) и природы кислоты в результате таких реакций выделяются либо водород, либо продукты восстановления окисляющей кислоты:

Zn + Н₂SO₄ (разб.) = ZnSO₄ + Н₂

Mn + 2HСl = MnСl₂ + Н₂

Cuº + 2Н₂SО₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

3Cuº + 8HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Водные растворы кислот имеют кислый вкус и окрашивают индикаторы: лакмус в красный, метилоранж – в розовый цвет. Фенолфталеин в кислой среде не меняет окраску.

Таблица 1. Номенклатура кислот и солей

Формула	Название кислоты	Номенклатура солей
Н2S Н2SO4 Н2SO3 Н2S2O3 Н3PO4 НРO3 Н3РO3 HNO3 HNO2 Н2СO3 H2SiO3 Н3ВO3 НВO2 Н2В4O7 HСl HВr HI HCN H2CrO4 H2Cr2O7 H3CrO3 HCrO2 НMnO4 Н2MnO4 HСlO4 HF H3AsO4 H3AsO3 CH3COOH HCOOH H2С2O4 HCNS	сероводородная серная сернистая тиосерная (серноватистая) ортофосфорная метафосфорная фосфористая азотная азотистая угольная кремниевая ортоборная метаборная тетраборная хлороводородная (соляная) бромоводородная иодоводородная циановодородная хромовая дихромовая ортохромистая метахромистая марганцовая марганцовистая хлорная фтороводородная ортомышьяковая ортомышьяковистая уксусная муравьиная щавелевая родановодородная	сульфиды сульфаты сульфиты тиосульфаты ортофосфаты метафосфаты фосфиты нитраты нитриты карбонаты силикаты ортобораты метабораты тетрабораты хлориды бромиды иодиды цианиды хроматы дихроматы ортохромиты метахромиты перманганаты манганаты перхлораты фториды ортоарсенаты ортоарсениты ацетаты формиаты оксалаты роданиды

Основными методами получения кислот являются:

1. Взаимодействие неметаллов с водородом с последующим растворением полученного продукта в воде. Этот метод используется для получения бескислородных кислот:

Н₂ + S = Н₂S

Н₂ + Cl₂ = 2НCl

2. Взаимодействие ангидридов кислот с водой:

SO₃ + H₂O = Н₂SO₄

3. Взаимодействие галогенов с водой:

Сl₂ + H₂O = HСl + HСlO

4. Вытеснение слабых кислот из их солей более сильными кислотами:

Na₂SiO₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃

5. Окисление неметалла раствором сильной кислоты – окислителя:

3Р + 5HNO₃+ 2H₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO

Соли

Солями называются продукты полного или неполного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. Различают средние (нормальные), кислые и основные соли.

Средние соли – продукты полного замещения атомов водорода в кислоте или гидроксильных групп в основании.

Н₂SO₄ Na₂SO₄

S S

Названия средних солей бескислородных кислот по международной номенклатуре производятся от латинского корня названия элемента – кислотообразователя с добавлением окончания –ид. Затем дается название металла с указанием его степени окисления, если металл имеет переменные степени окисления.

Примеры:

ВаS – сульфид бария;

СuСl₂ – хлорид меди (II);

NaCN – цианид натрия;

CrN – нитрид хрома (III);

Mn₃Р₂ – фосфид марганца (II);

NH₄SCN – роданид аммония.

Названия средних солей кислородсодержащих кислот по международной номенклатуре складываются из латинского названия элемента – кислотообразователя с добавлением окончания –ит, если элемент – кислотообразователь проявляет низшую степень окисления, и окончания –ат, если элемент – кислотообразователь имеет высшую степень окисления. Затем дается название металла в родительном падеже с указанием его степени окисления. Так, соли кислот: HN⁺⁵O₃, Н₂S⁺⁶O₄, Н₃Р⁺⁵O₄, H₂Si⁺⁴O₃, –называются соответственно: нитратами, сульфатами, фосфатами, силикатами, а соли азотистой HN⁺³O₂ и сернистой Н₂S⁺⁴O₃ кислот – нитритами, сульфитами:

Na₂SO₄ – сульфат натрия;

Na₂SO₃ – сульфит натрия;

С uSO₄ – сульфат меди (II);

Сu(NO₃)₂ – нитрат меди (II).

Если кислотные остатки образованы элементом, обладающим различными степенями окисления, то названия образованных ими солей отличаются еще и приставками. Например, средние соли четырех кислот, образованных хлором, называются:

NaСl⁺¹O – гипохлорит натрия;

NaСl⁺³O₂ – хлорит натрия;

NaСl⁺⁵O₃ – хлорат натрия;

NaСl⁺⁷O₄ – перхлорат натрия.

Название последней соли, как и солей марганцовой кислоты НMnO₄, содержит приставку «пер». Это исторически сложившееся исключение, так как с такой приставки начинаются название солей надкислот, например

Na₂S₂O₃ – персульфат натрия;

K₂Cr₂O₁₂ – пероксохромат калия.

Если элемент образует соединения, в которых он присутствует в форме определенной функциональной группы или сложного иона (например, сульфурил, тионил), то название соответствующих солей заканчивается названием этой группы в родительном падеже:

SOСl₂ – хлорид тионила

SO₂F₂ – фторид сульфурила

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса.

Основными способами получения средних солей являются:

1. Взаимодействие металла с неметаллом:

Са + Сl₂ = СаСl₂

2. Взаимодействие металла с кислотой:

Fe + Н₂SO₄ = FeSO₄+ Н₂

3. Взаимодействие металла с растворами солей менее активных металлов:

СuSO₄ + Fe = Сu + FeSO₄

4. Взаимодействие основного оксида с кислотным:

MgO + SO₃ = MgSO₄

5. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

MgO + Н₂SO₄ = MgSO₄ + H₂O

6. Взаимодействие кислотного оксида с гидроксидом:

2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + H₂O

7. Взаимодействие гидроксида с кислотой:

NaOH + HСl = NaСl + H₂O

8. Взаимодействие гидроксида (щелочи) с солью:

2NaOH + СuСl₂ = Сu (OH)₂ + 2NaСl

9. Взаимодействие кислоты с солью:

HСl + AgNO₃ = AgСl + HNO₃

10. Взаимодействие соли с солью:

ВаСl₂ + К₂SO₄ = ВаSO₄ + 2КСl

11. Взаимодействие аммиака с кислотой:

2NH₃+ Н₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

Многие соли хорошо растворимы в растворителях, обладающих большими величинами диэлектрической проницаемости, например, в воде: это соли уксусной кислоты, азотной кислоты, соли серной кислоты, кроме солей Са²⁺, Рb²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺, соли галогеноводородных кислот HСl, HВr, НI, кроме солей Ag⁺, Рb²⁺. Из солей фосфорной, угольной и кремниевой кислот растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония (см. таблицу 2).

За исключением солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами, все соли при растворении подвергаются гидролизу.

Гидролиз хлорида цинка:

Z nСl₂ + HOH ZnOHСl + HСl

Уравнение реакции в ионном виде:

Z n²⁺ + HOH ZnOH⁺ + H⁺

Гидролиз карбоната лития:

L i₂СO₃ + HOH LiHСO₃ + LiOH

в ионном виде:

С O₃^2- + HOH HСO₃^- + OH^-

Для нормальных (средних) солей характерны следующие реакции, протекающие в направлении образования малорастворимых или малодиссоциированных веществ:

1 . С солями:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + NaCl

2 . С кислотами:

Na₂СO₃ + 2НCl = 2NaCl + H₂O + СO₂

3 . Со щелочами:

СuCl₂ + 2KOH = Сu(OH)₂ + 2KCl

4 . С металлами (более активными, чем тот, который входит в состав соли):

Hg(NO₃)₂ + Сu = Сu(NO₃)₂ + Hg

5. Термическая диссоциация:

t

MgСO₃ = MgO + СO₂

Таблица 2. Растворимость некоторых солей и оснований в воде.

Sn2+

Р

Р

Р

Р

–

Н

–

Р

–

–

–

Н

Н

Al3+

Р

Р

Р

Р

Р

–

–

Р

–

Н

–

Н

Н

Hg2+

Р

М

Р

Р

Р

Н

Н

–

–

–

Н

Н

–

Zn2+

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Ba2+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

Sr2+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

М

Н

М

Ca2+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

М

Н

Н

М

Н

М

Mg2+

Р

Р

Н

Р

Р

–

Н

Р

Н

Н

Р

Н

Н

Ag+

Н

Н

Н

Р

Р

Н

Н

М

Н

–

Н

Н

–

Cu2+

Р

Р

–

Р

Р

Н

Н

Р

–

–

Н

Н

Н

NH4+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

–

Р

Р

Р

K+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Na+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Li+

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Ионы

Сl-

Вr-

I-

NO3-

CH3COO-

S2-

SO32-

SO42-

СO32-

SiO32-

CrO42-

РO43-

OН-

Кислые соли образуют многоосновные кислоты при неполном замещении их атомов водорода на металл.

Соли этого типа можно получить следующими способами:

1. При взаимодействии кислоты с недостаточным количеством гидроксида:

КOH + Н₃РO₄ = КН₂РO₄ + H₂O

2КOH + Н₃РO₄ = К₂HРO₄ + 2H₂O

2. При взаимодействии кислоты с недостаточным количеством основного оксида:

2Н₃РO₄ + СаО = Са(H₂РO₄)₂ + H₂O

3. При взаимодействии кислоты со средней солью, имеющей тот же кислотный остаток:

Н₂SO₄ + Na₂SO₄ = 2NaНSO₄

4. При взаимодействии щелочи или соли с ангидридом кислоты, взятом в избытке:

КOH + СO₂ = КHСO₃

СаСО₃ + СO₂ + H₂O = Са(НСО₃)₂

Названия кислых солей составляются по международной номенклатуре аналогично названиям средних солей, только присутствие в молекуле соли атомов водорода отмечается приставкой гидро– с соответствующим греческим числительным (моно–, ди–). Числительное моно– обычно опускается:

Са(HSO₄)₂ – гидросульфат кальция;

КH₂РO₄ – дигидрофосфат калия;

К₂HРO₄ – гидрофосфат калия;

NaНСO₃ – гидрокарбонат натрия;

Fe(HCO₃)₂ – гидрокарбонат железа (II).

Иногда в названиях солей двухосновных кислот приставка гидро– заменяется приставкой би–:

NaНСO₃ – бикарбонат натрия;

КHSO₄ – бисульфат калия;

NaНSO₃ – бисульфит натрия.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода кислоты, замещенных на атомы металла:

Mg(H₂PO₄)₂ – один атома водорода в молекуле кислоты замещен на атом металла;

К₂HРO₄ – два атома водорода замещены на атомы металла.

В водных растворах соли такого типа диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка:

К ₂HРO₄ 2К⁺ + HРO₄^2-

С а(НСО₃)₂ Са²⁺ + 2НСО₃^-

В таких растворах частично присутствуют также ионы H⁺, РO₄^3-, СО₃^2- .

Кислые соли можно перевести в средние (нормальные) действием на них избытка гидроксида:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃ + 2H₂O

Основные соли являются продуктами неполного замещения гидроксильных групп в молекуле гидроксида кислотными остатками. Основные соли могут быть получены:

1. При неполной нейтрализации многокислотных гидроксидов:

2Сu(OH)₂ + Н₂SO₄ = (СuOH)₂SO₄ + 2H₂O

Са(OH)₂ + НCl = СаOHCl + H₂O

2. При взаимодействии средней соли с гидроксидом:

Bi(NO₃)₃ + 2КOH = Bi(OH)₂NO₃ + 2КNO₃

В средние соли основные соли переводятся действием на них избытка кислоты:

ZnOHNO₃ + HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

Количество основных солей, образованных данным гидроксидом, зависит от его кислотности.

Однокислотные гидроксиды: NaОН, КОН, LiOH, – основных солей не образуют.

Двухкислотным гидроксидам соответствуют основные соли одного типа:

Z n(OH)₂ ZnOHCl

В а(OH)₂ (ВаOH)₂SO₄

Трехкислотным гидроксидам соответствуют основные соли двух типов:

Fe(OH)₂Cl

Fe(OH)₃

FeOHCl₂

Валентность основного остатка определяется количеством гидроксильных групп в гидроксиде, замещенных кислотными остатками:

[Al(OH)₂]⁺₂SO₄^2-

Al(OH)₃

AlOH²⁺SO₄^2-

Диссоциация основных солей в водных растворах протекает по схеме:

[ Al(OH)₂]₂SO₄ 2Al(OH)₂⁺ + SO₄^2-

A lOHSO₄ AlOH²⁺+ SO₄^2-

По международной номенклатуре названия основных солей повторяют названия соответствующих средних солей с добавлением приставки гидроксо–. С помощью греческого числительного указывается количество гидроксильных групп в этих солях:

(SrOH)₂SO₄ – гидроксосульфат стронция;

Cr(OH)₂ Cl – дигидроксохлорид хрома (III);

FeOHСО₃ – гидроксокарбонат железа (III);

[Al(OH)₂]₂SO₄ – дигидроксосульфат алюминия.

Особые группы солей образуют двойные, смешанные, комплексные соли, галогенангидриды, карбиды, нитриды, силициды, бориды.

Двойные соли образованы одной и той же кислотой, но двумя различными металлами. Формулы и названия таких солей обычно начинаются с катиона, имеющего более низкую степень окисления. Кислотный остаток называется аналогично средними солями:

NaAlF₄ – фторид натрия–алюминия

KAl(SO₄)₂·24H₂O – сульфат калия–алюминия

NH₄MgPO₄ – фосфат аммония–магния

Смешанные соли в своем составе содержат анионы различных кислот и катионы одного металла. Например, соль CaCl(ClO) – соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClO) кислот, называется хлорид–гипохлорит кальция;

BaCl(NO)₃ – соль соляной и азотной кислоты, называется хлорид – нитрат бария.

Галогенангидриды – продукты полного или неполного замещения гидроксильных групп в молекулах кислородсодержащих кислот атомами галогенов. Так, фосфористой кислоте Н₃РО₃ соответствуют галогенангидриды PCl₃, PBr₃, которые называются соответственно трихлорангидрид и трибромангидрид фосфористой кислоты. Азотистой кислоте НNO₂ соответствует хлорангидрид NOCl.

Характерным свойством многих галогенангидридов является их способность при взаимодействии с водой образовывать необратимо две кислоты – галогеноводородную и соответствующую кислородосодержащую:

NOCl + Н₂О = НNO₂ + НCl

Карбиды – соединения металлов и некоторых неметаллов с углеродом. В зависимости от характера межатомных связей карбиды делятся на четыре группы:

1. Солеобразные карбиды образуют главным образом элементы I, II, III и частично IV,V, VI групп. Их можно рассматривать как продукты замещения металлом атомов водорода в метане СН₄ или ацетилене С₂Н₂, например,

Be₂C, ZnC₂, СаС_2,, Na₂C₂.

2. Карбиды с ковалентной связью (SiC, B₄C₃), отличающиеся тугоплавкостью, жаростойкостью, высокой твердостью и химической инертностью.

3. Карбиды – фазы внедрения атомов углерода в кристаллическую решетку из атомов металла (TiC, ZrC, VC, Mo₂C, W₂C). Они отличаются высокой твердостью и жаропрочностью.

4. Карбиды типа Fe₃C (Mn₃C, Ni₃C, Co₃C) растворяются в разбавленных кислотах с выделением смеси углеводородов с водородом и обладают более низкими температурами плавления и твердостью.

Основным методом получения карбидов является прокаливание при высоких температурах соответствующих металлов или их оксидов с углем в инертной (Ar , He) или восстановительной (H₂ , СО) атмосфере.

Нитриды – соединения металлов и некоторых неметаллов с азотом. Подробно карбидам, они делятся по типу химической связи на несколько групп:

1. Ионные или солеобразные нитриды. Их образуют s – элементы (щелочные и щелочноземельные металлы) и металлы подгрупп меди и цинка: Li₃N, Zn₃N₂,Cu₃N ,Be₃N₂.

Li – N – Li Zn= N– Zn – N= Zn

Li

Все представители этой группы являются полупроводниками, при высоких температурах неустойчивы.

2. Ковалентные нитриды (AlN, BN, Si₃N₄) образуются р – элементами и обладают свойствами либо полупроводника, либо диэлектрика. Устойчивость их значительно выше, чем у ионных нитридов. В машиностроении используется нитрид бора (боразон), обладающий твердостью, близкой к алмазу и стойкостью к нагреванию до 2000 ºС (алмаз сгорает при 900 ºС).

3. Металлоподобные нитриды образуются за счет ионной и металлической связи d и f – элементами (TiN, VN, CrN, Cr₂N и др.) Такие связи очень прочны, так как образованы при внедрении атомов азота в кристаллическую решетку металла за счет не только внешних s – электронов, но и глубоко расположенных d – электронов. Многие металлоподобные нитриды являются хорошими сверхпроводниками, обладают высокой химической стойкостью по отношению к кислороду воздуха, кислотам, расплавленным металлам.

Получаются нитриды либо при непосредственном взаимодействии металлов и азота:

2Al + N₂ =^tº 2AlN

либо действием на оксиды металлов азотом или аммиаком:

2TiO₂ + 4C + N₂ =^tº 2TiN +4CO

3Cu₂O + 2NH₃ =^tº 2Cu₃N + 3H₂O

Силициды – соединения кремния с металлами и некоторыми неметаллами (KSi, CaSi, SiC, Si₃N₄, TiSi₄). Силициды очень похожи на карбиды, однако они еще больше, чем карбиды приближаются к интерметаллическим соединениям. Для получения силицидов используют следующие методы:

1. Непосредственное соединение металлов с порошкообразным кремнием в защитной среде инертных газов

Na + Si = NaSi

2. Взаимодействие оксидов металлов с кремнием в вакууме

BaO + 2Si =^tº BaSi +SiO

3. Восстановление оксидов карбидом кремния

МеО + SiC = МеSi + CO

Силициды Сr, Mo, W, Ti и других металлов играют значительную роль при создании жаропрочных сплавов, стабилизируя их при высоких температурах.

Подобными свойствами обладают бориды этих же металлов. Бориды – это соединения металлов и некоторых неметаллов (С, Si) с бором. Они бывают солеобразного (Mg₃B₂) и несолеобразного (B₄C, CaB₆, AlB₂ ) типов. Многие бориды имеют высокую твердость, химическую стойкость, тугоплавкость. Так, борид циркония ZrB₂ плавится при температуре 3040 ºС.

Графические формулы солей

Графические формулы солей составляются исходя из графических формул соответствующих кислот путем замены атомов водорода в них на атомы металла с учетом его степени окисления. Например, составление графической формулы средней соли карбоната натрия Na₂CO₃ начинают с написания графической формулы угольной кислоты Н₂CO₃:

Н – О

Н ₂⁺C⁴⁺O₃^2- С=О

Н – О

Затем заменяют одновалентные атомы водорода на одновалентные атомы натрия:

N a₂⁺C⁴⁺O₃^2- С=О

И з формулы следует, что кислород в данном соединении двухвалентен, углерод – четырех.

Графическая формула соли двухвалентного металла – карбоната кальция СаCO₃ будет иметь вид:

С а²⁺C⁴⁺O₃^2- Са С=О

Если в составе молекулы соли несколько кислотных остатков, то ее графическая формула составляется исходя из соответствующего количества графических формул кислот.

Пример: Fe₂³⁺(SO₄)₃^2- - соль серной кислоты Н₂SO₄

Графические формулы кислых солей, у которых в составе молекул имеются атомы водорода, незамещенные на металл, составляются аналогично формулам средних солей: Примеры: KHSO₄ – гидросульфат калия

Fe(H₂PO₄)₃ – дигидрофосфат железа (III)

В каждой из трех молекул фосфорной кислоты два атома водорода остаются в составе молекулы соли, и лишь один замещается атомом железа. В соответствии с валентностью этого металла он замещает три атома водорода по одному в каждой из трех молекул кислоты.

Графические формулы основных солей, производных гидроксидов, составляются следующим образом: вначале пишется графическая формула гидроксида, затем соответствующее число гидроксильных групп в нем замещается на кислотный остаток.

Примеры графических формул основных солей:

СаОНNО₃ – гидроксонитрат кальция

[Cr(OH)₂]₂SO₄ – дигидроксосульфат хрома (III)

(AlOH)₃(PO₄)₂ – гидроксоортофосфат алюминия

В трех молекулах гидроксида алюминия остается по одной гидроксильной группе, остальные группы ОН замещаются, соответственно, двумя кислотными остатками ортофосфорной кислоты.

Таблица 3. Распространенные тривиальные названия некоторых неорганических соединений

Название

Формула

Алебастр Аммиачная вода Ангидрит Антихлор Барит Баритовая вода Белый мышьяк Бура Гипс Глауберовая соль Глинозем Горькая соль Известь гашеная Известь негашеная Известь хлорная Каломель Карборунд Кварц Киноварь Коагулянт железный Корунд Крон свинцовый Купорос медный Ляпис Магнезит Магнезия жженая Малахит Нашатырный спирт Нашатырь Пергидроль Поташ Известь пушонка Сода каустическая Сода кальцинированная Сода питьевая Сухой лед Хромпик Цементит

CaSO4· 0,5 H2O NH3 (водный раствор) CaSO4 Na2S2O3 Ba SO4 Ba(OH)2 (водный раствор) As2O3 Na2B4O7 · 10 H2O CaSO4· 2 H2O Na2SO4· 10 H2O Al2O3 Mg SO4· 7 H2O Ca(OH)2 CaO Ca(ClO)2· 2 H2O Hg2Cl2 SiC SiO2 HgS Fe2(SO4)3 Al2O3 PbCrO4 CuSO4· 5 H2O AgNO3 MgCO3 MgO СuCO3· Cu(OH)2 NH3 (водный раствор) NH4Cl H2O2 (30 % раствор) K2CO3 Ca(OH)2 NaOH Na2CO3 NaHCO3 CO2 (твердый) K2Cr2O7 или Na2Cr2O7 · 2 H2O Fe3C