Основой изучения курса химии является атомно-молекулярная теория. Вещества состоят из молекул, а молекулы - из атомов. Атомы чрезвычайно малы и на кончике иглы помещаются миллиарды атомов. Тем не менее, наука достигла такого уровня, что различает атомы по размерам, массе и свойствам. В настоящее время различают 109 видов атомов, из которых состоят все вещества.
Химический элемент - это определенный вид атомов.
Каждый химический элемент имеет три формы существования - свободные атомы, простые вещества и сложные вещества. Атомы могут существовать изолированно друг от друга в виде свободных атомов, а могут объединяться друг с другом в молекулы. Если соединяются одинаковые атомы, то образуются простые вещества, если же разные - то сложные вещества.
Например, водород, на Солнце существует поодиночке, т. е. в виде изолированных атомов из-за высокой температуры. А на Земле - в молекулярном виде, два атома водорода соединяются друг с другом, и образуется простое вещество - водород, который является самым легким газом. Но элемент водород способен соединяться не только друг с другом, но и с другими атомами. Если два атома водорода соединяются с одним атомом кислорода, то получается молекула воды. Например, кварц состоит из атомов кислорода и кремния, негашеная известь - из атомов кальция и кислорода.
Свободные (изолированные атомы) - водород (на Солнце), инертные газы (на Земле), при очень высоких температурах - атомы всех химических элементов.
Простые вещества - водород, кислород, медь, железо, сера, золото, серебро.
Сложные вещества - вода, сахар, углекислый газ, соль.
Атомы имеют ничтожно малые размеры, следовательно, возникает необходимость выбора эталона атомной массы. Как известно, исторический путь выбора установления атомных масс был не простым и не прямым. Ученые на протяжении многих веков занимались этим вопросом. Массы атомов так малы, что даже на самых точных аналитических весах такую массу взвесить невозможно. Можно только установить относительные массы. В связи с этим возникает необходимость выбрать особую единицу измерения массы, особый эталон. В качестве первого эталона была выбрана масса атома водорода.
С помощью химического анализа Ж. Гей-Люссак установил, что в воде на `12,06` г водорода приходится `87,4` г кислорода. Какой вывод об относительной массе атомов кислорода вы сделали бы из полученных данных?
Из данных задачи можно рассчитать, во сколько раз масса атома кислорода больше массы атомов водорода:
`(m("O"))/(m("H"))=(8,74)/(12,06)=7,25`.
В современной науке (с 1961 года) за единицу атомной массы принята а. е .м., составляющая `1//12` часть массы атома изотопа углерода $$ {}^{12}\mathrm{C}$$.
Относительной атомной массой элемента называется отношение его массы к атомной единице массы и обозначается `A_r`.
Отсюда можно рассчитать относительную атомную массу, например, водорода:
`(A_r("H")=1,674*10^(-27) "кг")/(1//12*1,993*10^(-26) "кг")=1,0079`.
Атомную массу чрезвычайно редко измеряют в граммах, поэтому часто слово «относительная» опускают.
Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. С проблемой классификации тесно связана проблема номенклатуры, т. е. системы названий этих соединений. Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (с учётом аллотропных модификаций насчитывают около `400`) и очень многочисленную группу сложных веществ.
Сложные вещества обычно подразделяют на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.
Перед подробным изучением каждого класса неорганических соединений рассмотрим схему, отражающую генетическую связь между классами соединений.
В верхней части схемы помещены две группы простых веществ - металлы и неметаллы, а также водород, строение атома которого отличается от строения атомов других элементов. На валентном слое атома водорода находится один электрон, как у щелочных металлов; в то же время до заполнения электронного слоя оболочки ближайшего инертного газа - гелия - ему недостает также одного электрона, что роднит его с галогенами.
Волнистая черта отделяет простые вещества от сложных. Она символизирует пересечение этой границы, т. е. любая реакция простых веществ со сложными будет обязательно затрагивать валентные оболочки атомов в простых веществах, следовательно, любая реакция с участием простых веществ будет окислительно-восстановительной.
В левой части схемы под металлами помещены их типичные соединения - основные оксиды и основания, в правой части схемы помещены соединения, типичные для неметаллов - кислотные оксиды и кислоты. Водород, помещённый в верхней части схемы, даёт очень специфический, идеально амфотерный оксид - воду, которая в комбинации с основным оксидом даёт основание, а с кислотным - кислоту. Водород в сочетании с неметаллами образует бескислородные кислоты. В нижней части схемы помещены соли, которые, с одной стороны, отвечают соединению металла с неметаллом, а с другой - комбинации основного оксида с кислотным оксидом.
Рассмотрим подробнее отдельные классы неорганических соединений.
называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления `(– 2)`.
Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, что учитывается по международной номенклатуре с указанием степени окисления элемента римскими цифрами, например, `"SO"_3` - оксид серы (VI), `"SO"_2` - оксид серы (IV).
Можно представить следующую схему:
Название оксида `=` «Оксид» `+` название элемента в род. падеже `+` (валентность римскими цифрами).
По своим химическим свойствам все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды принято делить на три основные группы: основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды образованы металлами со степенью окисления `+1` и `+2` (`"Na"_2"O"`, `"CaO"`, `"CuO"`, `"FeO"` и т. д.). Исключение из II группы составляют `bb("BeO", "ZnO", "PbO")`, которые относятся к группе амфотерных оксидов.
Амфотерные оксиды образуют металлы со степенью окисления `+3`, `+4`. К ним относятся `"Al"_2"O"_3`, `"Cr"_2"O"_3`, `"TiO"_2`, `"Fe"_2"O"_3`, `"MnO"_2` `"PbO"_2`, а также оксиды металлов со степень окисления `+2:` `"BeO"`, `"ZnO"`, `"PbO"`.
Группа кислотных оксидов может быть образована как металлами со степенью окисления `+5` и выше, например, `"CrO"_3`, `"Mn"_2"O"_7`, `"V"_2"O"_5`, так и неметаллами (`"CO"_2`, `"SO"_3`, `"SO"_2`, `"N"_2"O"_3`, `"NO"_2`, `"N"_2"O"_5`, `"Cl"_2"O"_7` и т. д.).
Несолебразующими (индифферентными, безразличными) оксидами являются `bb("CO", "SiO", "N"_2"O", "NO")`.
Получение основных оксидов
`2"Mg"+"O"_2 → 2"MgO"`;
`"S"+"O"_2 → "SO"_2`.
Этот метод практически не применим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды натрия и калия крайне труднодоступны.
`2"CuS"+3"O"_2 -> 2"CuO"+2"SO"_2`;
`4"FeS"_2+11"O"_2 -> 2"Fe"_2"O"_3+8"SO"_2`.
Метод не применим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.
`2"CO"+"O"_2 ->2"CO"_2`
`2"H"_2"S"+3"O"_2 -> 2"SO"_2+2"H"_2"O"`.
а) разложение нерастворимых гидроксидов:
нерастворимые основания при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду:
$$ \mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_{2}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{CuO}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
Этим методом нельзя получить гидроксиды щелочных металлов.
б) разложение солей кислородсодержащих кислот:
карбонаты щелочноземельных металлов и магния разлагаются на соответствующие основный и кислотный оксиды:
$$ {\mathrm{BaCO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{BaO}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow $$.
Ниже приведены уравнения реакций разложения карбоната аммония и карбоната серебра:
$$ {\left({\mathrm{NH}}_{4}\right)}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{NH}}_{3}\uparrow +{\mathrm{CO}}_{2}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ 2{\mathrm{Ag}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }4\mathrm{Ag}\downarrow +2{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$.
Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, исключение составляет карбонат лития :
$$ {\mathrm{Li}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Li}}_{2}\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow $$.
гидрокарбонаты разлагаются на карбонат, воду и углекислый газ.
$$ 2{\mathrm{NaHCO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
разложение нитратов металлов определяется положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов:
$$ 2{\mathrm{KNO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{KNO}}_{2} + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$
(если металл в ряду напряжения стоит до магния),
$$ 2\mathrm{Pb}({\mathrm{NO}}_{3}{)}_{2} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{PbO} + 4{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$
(если металл в ряду напряжения стоит от магния до меди включительно),
$$ 2{\mathrm{AgNO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{Ag} + 2{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$
(если металл в ряду напряжения стоит после меди).
ВНИМАНИЕ!!!
$$ {\mathrm{NH}}_{4}{\mathrm{NO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{N}}_{2}\mathrm{O}\uparrow + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ 4{\mathrm{LiNO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2\mathrm{LiO}+4{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;
$$ 4\mathrm{Fe}{\left({\mathrm{NO}}_{3}\right)}_{2}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}+8{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;
$$ \mathrm{Mn}{\left({\mathrm{NO}}_{3}\right)}_{2}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{MnO}}_{2}\downarrow +2{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow $$.
$$ (\mathrm{ZnOH}{)}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{ZnO} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
в) разложение кислородсодержащих кислот:
`"H"_2"SO"_3 → "SO"_2 + "H"_2"O"`.
г) обработка солей растворами кислот:
`"K"_2"Cr"_2"O"_7 + "H"_2"SO"_4 →2"CrO"_3+"K"_2"SO"_4+"H"_2"O"`,
`"Na"_2"SiO"_3+2"HCl" -> 2"NaCl"+"SiO"_2+"H"_2"O"`.
`2"Al"+"Fe"_2"O"_3 ->2"Fe"+"Al"_2"O"_3`;
`"Cu"+4"HNO"_(3("конц")) -> "Cu (NO"_3)_2+2"NO"_2uarr+2"H"_2"O"`,
`"C"+4"HNO"_(3("конц")) -> "CO"_2+4"NO"_2uarr+2"H"_2"O"`.
Химические свойства основных оксидов
Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, с кислотами.
1. С водой способны реагировать только основные оксиды (`"Li"_2"O"`, `"Na"_2"O"`, `"K"_2"O"`, `"Rb"_2"O"`, `"Cs"_2"O"`, `"BaO"`, `"CaO"`, `"SrO"`), которым соответствуют щелочи. Оксиды остальных металлов с водой практически не реагируют.
`"CaO" + "H"_2"O" → "Ca(OH")_2`;
$$ \mathrm{MgO}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{Mg}{\left(\mathrm{OH}\right)}_{2}$$.
2. Взаимодействие с кислотами:
`"ZnO" + "H"_2"SO"_4 -> "Zn""SO"_4 + "H"_2"O"`.
3. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:
`"BaO"+"SiO"_2 ->"BaSiO"_3`;
`"CuO"+"N"_2"O"_5 -> "Cu(NO"_3)_2`;
`"MgO"+"Al"_2"O"_3 -> "Mg(AlO"_2)_2`:
`"K"_2"O"+"ZnO" -> "K"_2"ZnO"_2`;
`"Na"_2"O"+2"Al(OH")_3 -> 2"NaAlO"_2+3"H"_2"O"`.
4. Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:
$$ {\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + 2\mathrm{Al}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + 2\mathrm{Fe}$$;
$$ 3\mathrm{CuO} + 2{\mathrm{NH}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 3\mathrm{Cu} +{\mathrm{N}}_{2}\uparrow +3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
5. Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы способны повышать степень окисления) могут выступать в качестве восстановителей:
`4"FeO"+"O"_2->2"Fe"_2"O"_3`.
Кислотные оксиды − оксиды неметаллов и оксиды переходных металлов, обычно в степенях окисления `+5, +6, +7` `("P"_2"O"_5, "CrO"_3, "Mn"_2"O"_7)`.
Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот (исключение `"SiO"_2`):
`"P"_2"O"_5+3"H"_2"O" -> 2"H"_3"PO"_4`;
Оксиды, которым соответствуют неустойчивые кислоты, реагируют с водой обратимо и в очень малой степени.
$$ {\mathrm{CO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\rightleftarrows {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}$$;
$$ {\mathrm{SO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\rightleftarrows {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SO}}_{3}$$.
Азот в оксидах способен проявлять в соединениях степени окисления `+1`, `+2`, `+3`, `+4`, `+5`. Оксиды `"N"_2"O"` и `"NO"` является несолеобразующими оксидами, оксиды `"N"_2"O"_3` и `"N"_2"O"_5` являются кислотными оксидами, которым соответствуют азотистая и азотная кислота соответственно:
$$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to 2{\mathrm{HNO}}_{2}$$;
$$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{5} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to 2{\mathrm{HNO}}_{3}$$.
Оксид `"NO"_2` является кислотным оксидом, которому соответствуют сразу две кислоты:
$$ 2{\mathrm{NO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to {\mathrm{HNO}}_{2} + {\mathrm{HNO}}_{3} $$.
Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Например, `"SO"_3` – ангидрид серной кислоты, `"SO"_2` – ангидрид сернистой кислоты. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, щелочами:
$$ {\mathrm{SO}}_{3} + \mathrm{CuO} \to {\mathrm{CuSO}}_{4}$$;
$$ {\mathrm{SO}}_{3} + {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O} \to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{SO}}_{4}$$.
$$ {\mathrm{P}}_{2}{\mathrm{O}}_{5}+ {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2{\mathrm{AlPO}}_{4}$$;
$$ 3{\mathrm{SO}}_{3} + 2\mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} \to {\mathrm{Al}}_{2}({\mathrm{SO}}_{4}{)}_{3} +3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
$$ \mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_{2} + {\mathrm{CO}}_{2} \to {\mathrm{CaCO}}_{3} \downarrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ {\mathrm{SO}}_{3} + 2\mathrm{NaOH} \to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{SO}}_{4} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ {\mathrm{SO}}_{3} + \mathrm{NaOH} \to {\mathrm{NaHSO}}_{4}$$.
Кислотные оксиды слабых кислот взаимодействуют только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами:
$$ {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_{2}\to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}$$;
`"CuO"+"CO"_2`$$ \overline{)\to }$$.
Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:
$$ {\mathrm{CO}}_{2} + \mathrm{C} \to 2\mathrm{CO}\uparrow $$;
$$ {\mathrm{SO}}_{2} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{S} \to 3\mathrm{S}\downarrow + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
В состав амфотерного окcида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка `"ZnO"` может быть как основанием, так и кислотой (`"Zn"("OH")_2` и `"H"_2"ZnO"_2`). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства:
$$ \mathrm{ZnO} + {\mathrm{CO}}_{2} \to {\mathrm{ZnCO}}_{3}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O} \to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2{\mathrm{NaOH}}_{\left(\mathrm{расплав}\right)} \to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to {\mathrm{Na}}_{2}[\mathrm{Zn} (\mathrm{OH}{)}_{4}]$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2\mathrm{HCl} \to {\mathrm{ZnCl}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
Оксиды взаимодействуют с водой, если в результате реакции образуются растворимые гидроксиды (щёлочи).
Все амфотерные гидроксиды являются осадками, поэтому амфотерные оксиды в реакцию с водой не вступают.
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочно-земельными металлами) и нерастворимыми в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов `"OH"^-` в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется раство-римостью вещества и обычно очень мала. Тем не мене небольшие равновесные концентрации ионов `"OH"^-` даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.
Классификация оснований
|
Признак классификации |
Тип оснований |
Примеры |
|
Число гидроксогрупп в молекуле |
Однокислотные |
`"NaOH", "KOH", "NH"_4"OH"` |
|
Двухкислотные |
`"Ca(OH")_2, "Fe(OH")_2` |
|
|
Трехкислотные |
`"Mn(OH")_3, "Co(OH")_3` |
|
|
Растворимость в воде и степень диссоциации |
Растворимые в воде сильные основания (щёлочи) |
`"LiOH", "NaOH", "KOH", "Ca(OH")_2, "Ba(OH")_2` |
|
Нерастворимые в воде, слабые основания |
`"Fe(OH)"_2, "Fe(OH)"_3, "Cu(OH)"_2` |
1. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов с водой:
$$ 2\mathrm{Li} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to 2\mathrm{LiOH} + {\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$,
$$ \mathrm{Ca} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to \mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\uparrow $$.
2. С водой способны реагировать только основные оксиды `("Li"_2"O"`, `"Na"_2"O"`, `"K"_2"O"`, `"Rb"_2"O"`, `"Cs"_2"O"`, `"BaO"`, `"CaO"`, `"SrO")`, которым соответствуют щёлочи. Оксиды остальных металлов с водой практически не реагируют.
$$ \mathrm{SrO} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to \mathrm{Sr}(\mathrm{OH}{)}_{2}$$,
$$ \mathrm{MgO} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{Mg}(\mathrm{OH}{)}_{2}$$.
3. Взаимодействие щелочей с растворимыми солями, если в результате образуется нерастворимое вещество:
`"K"_2"CO"_3+"Ca(OH")_2->2"KOH"+"CaCO"_3darr`.
`"CuSO"_4+2"KOH" -> "Cu"("OH")_2 darr + "K"_2"SO"_4`.
4. Электролиз водных растворов щелочей:
$$ 2\mathrm{NaCl} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\stackrel{\mathrm{эл}.\mathrm{ток}}{\to }2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_{2}\uparrow +{\mathrm{Cl}}_{2}\uparrow $$.
5. Гидролиз солей:
`"NiCl"_2+2"H"_2"O"->"Ni(OH")_2+2"HCl"uarr`.
Химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
$$ 2\mathrm{Fe}(\mathrm{OH}{)}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + 3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания, а также амфотерные гидроксиды:
`"Cu(OH)"_2+"H"_2"SO"_4 -> "CuSO"_4+2"H"_2"O"`.
Амфотерные гидроксиды реагируют со щелочами при сплавлении с образование солей:
$$ \mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} + \mathrm{NaOH} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{NaAlO}}_{2} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
`2"Al"("OH")_3+3"H"_2"SO"_4 -> "Al"_2("SO"_4)_3+6"H"_2"O"`.
Гидроксид алюминия растворяется в щелочах, но не растворяется в растворе аммиака.
Амфотерные гидроксиды реагируют со щелочами при сплавлении с образование солей:
;
Однако, взаимодействие амфотерных гидроксидов с водными растворами щелочей приводит к образованию комплексных соединений:
`"Zn(OH)"_2+2"NaOH"->"Na"_2["Zn(OH)"_4]`;
Правильнее: `2"NaOH"+"ZnO"+"H"_2"O"->"Na"_2"[Zn(OH)"_4]`;
Гидроксид цинка растворяется как в щелочах, так и в растворе аммиака:
Гидроксид меди (II) не реагирует со щелочами, но растворяется в растворе аммиака:
`"Cu"("OH")_2+4"NH"_3 -> ["Cu"("NH"_3)_4]("OH")_2`.
Гидроксид магния не реагирует ни со щелочами, ни с аммиаком, но растворяется в растворе хлорида аммония:
`"Mg"("OH")_2+2"NH"_4"Cl"->"MgCl"_2+2"NH"_3 uarr +2"H"_2"O"`.
1. Щелочь `+` кислотный оксид `->`соль `+` вода;
`"Ba(OH)"_2+"N"_2"O"_5 ->"Ba(NO"_3)_2+"H"_2"O"`
`"Ca(OH)"_2+2"CO"_2->"Ca(HCO"_3)_2`;
`"Ca(OH)"_2+"CO"_2 ->"CaCO"_3darr+"H"_2"O"`
2. Щелочь + амфотерный оксид → соль + вода;
`2"NaOH"+"ZnO"->"Na"_2"ZnO"_2+"H"_2"O"`;
3. Щелочь `+` кислота `->` соль `+` вода;
`3"KON"+"H"_3"PO"_4->"K"_3"PO"_4+3"H"_2"O"`;
`"Ba(OH)"_2+2"HNO"_3->"Ba(NO"_3)_2+2"H"_2"O"`;
4. Щелочь `+` амфотерный гидроксид `->` комплексная соль (существует в водном растворе) ;
`2"NaOH"+"Zn(OH)"_2`$$ \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }$$`"Na"_2["Zn(OH)"_4]`;
$$ \mathrm{NaOH} + \mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } \mathrm{Na}[\mathrm{Al}\left(\mathrm{OH}{)}_{4}\right]$$.
5. Щелочь `+` растворимая соль `->` нерастворимое основание `+` соль;
`"Ca(OH")_2 + "Cu(NO"_3)_2 → "Cu(OH)"_2↓ +" Ca(NO"_3)_2`;
`3"KOH" + "FeCl"_3 → "Fe(OH)"_3↓ + 3"KCl"`;
6. Щелочь `+` металл `+` вода `->` соль `+` водород;
`2"NaOH" +"Zn" + 2"H"_2"O" → "Na"_2["Zn(OH")_4] + "H"_2↑`;
`2"KOH" + 2"Al" + 6"H"_2"O" → 2"K"["Al(OH)"_4] + 3"H"_2↑`.
Необходимо подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с галогенами, например, хлором:
`2"NaOH" + "Cl"_2 → "NaCl" + "NaClO" + "H"_2"O"` (на холоду);
`6"KOH" + 3"Cl"_2` $$ \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }$$ `5"KCl" +"KClO"_3 + 3"H"_2"O"`.
Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее протоны при данной температуре, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением:
$$ \mathrm{кислота} \rightleftarrows \mathrm{основание} + {\mathrm{Н}}^{+}$$
На базе таких представлений понятным становятся основные свойства аммиака, который за счёт неподелённой пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счёт связи по донорно-акцепторному механизму ион аммония:
$$ \underset{\mathrm{Кисл}.}{{\mathrm{HNO}}_{3}} + \underset{\mathrm{Осн}.}{{\mathrm{NH}}_{3}} \to \underset{\mathrm{Кисл}.}{{\mathrm{NH}}_{4}^{+}} + \underset{\mathrm{Осн}.}{{\mathrm{NO}}_{3}^{-}}$$
Возможно и ещё более общее определение кислот и оснований.
Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протонов. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.
Катионы, анионы, нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Катионы, анионы, нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса.
В таблице сопоставлены различные определения кислот и оснований, используемые в настоящее время при решении физико-химических задач.
Сопоставление определений кислот и оснований
|
Класс веществ |
Определение кислот и оснований |
||
|
По Аррениусу |
По Бренстеду-Лоури |
По Льюису |
|
|
кислоты |
отдают `"Н"^+` |
отдают `"Н"^+` |
принимают электронные пары |
|
основания |
отдают `"OН"^-` |
принимают `"Н"^+` |
отдают электронные пары |
Номенклатура кислот
|
Случай |
Правила составления названия |
Пример |
|
Бескислородная кислота |
К названию неметалла с окончанием -о добавляется слово водородная |
`"H"_2"S"` - сероводородная кислота `"HCl"` - хлороводородная кислота |
|
Кислородсодержащая: степень окисления соответствует номеру группу |
Суффикс -ная, или -вая |
`"HNO"_3` - азотная кислота `"H"_2"SiO"_3` - кремниевая кислота `"HClO"_4` - хлорная кислота |
|
Кислородсодержащая: степень окисления ниже максимальной |
Суффиксы -оватая, -истая, -оватистая |
`"HClO"_3` - хлорноватая кислота `"HClO"_2` - хлористая кислота `"HClO"` - хлорноватистая кислота |
|
Элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот |
К названию кислоты с меньшим содержанием кислородсодержащих атомов добавляется префикс мета-: с большим - префикс орто- |
`"H"_2"SiO"_3` - метакремниевая кислота `"H"_4"SiO"_4` - ортокремниевая кислота |
Классификация кислот
|
Признак классификации |
Тип кислот |
Примеры |
|
Число атомов водорода в молекуле |
Одноосновные |
`"HCl"`, `"HClO"_3`, `"HNO"_3` |
|
Двухосновные |
`"H"_2"S"`, `"H"_2"SO"_4`, `"H"_2"SiO"_3` |
|
|
Трёхосновные |
`"H"_3"PO"_4`, `"H"_3"AsO"_4` |
|
|
Четырёхосновные |
`"H"_4"P"_2"O"_7` |
|
|
Содержание атомов кислорода в молекуле |
Бескислородные |
`"HI"`, `"HBr"` |
|
Кислородсодержащие |
`"H"_2"SO"_4`, `"HClO"_4` |
|
|
Агрегатное состояние
|
Растворы газов в воде |
`"HF"`, `"HCl"`, `"H"_2"S"`, `"H"_2"CO"_3` |
|
Жидкие |
`"HNO"_3`, `"H"_2"SO"_4` |
|
|
Твёрдые |
`"H"_3"BO"_3`, `"H"_2"SiO"_3` |
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:
`"H"_2+"Cl"_2->2"HCl"`.
2. Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при взаимодей-ствии кислотных оксидов с водой
`"SO"_3+"H"_2"O"->"H"_2"SO"_4`.
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
`"BaBr"_2+"H"_2"SO"_4->"BaSO"_4darr+2"HBr"`;
`"CuSO"_4+"H"_2"S"->"CuS"darr+"H"_2"SO"_4`.
Химические свойства кислот можно разделить на две группы: общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона `"Н"^+` (иона гидроксония `"H"_3"O"^+`), и специфические, т. е. характерные только для конкретных кислот.
Ион водорода может, с одной стороны, вступать в окислительно-восстановительные реакции, восстанавливаясь до водорода, а с другой стороны – вступать в реакции соединения с отрицательно заряженными или нейтральными частицами, имеющими неподелённые пары электронов (кислотно-основное взаимодействие).
1. К первому типу превращений кислот относится реакция кислот с активными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода c выделением водорода (кроме азотной кислоты, в этом случае выделяются продукты восстановления азота), например:
`"Zn" + 2"HCl"->"ZnCl"_2 +"H"_2`;
`"Zn" + "2H"^+ -> "Zn"^(2+) + "H"_2uarr`.
`"Fe"+"H"_2"SO"_(4 ("разб".)) -> "FeSO"_4 + "H"_2uarr`.
`"HCl"+"Cu"`;
`4"HNO"_(3("конц".)) + "Cu" ->"Cu"("NO"_3 )_2 +2 "NO"_2uarr +2 "H"_2"O"`.
2. Кислота `+` основный оксид `->` соль `+` вода;
`2"HNO"_3 + "CuO"->"Cu(NO"_3)_2 + "H"_2"O"`.
3. Кислота `+` амфотерный оксид `->` соль `+` вода;
`3"H"_2"SO"_4 + "Cr"_2"O"_3 -> "Cr"_2("SO"_4)_3 + 3"H"_2"O"`;
`2"HBr" + "ZnO" -> "ZnBr"_2 + "H"_2"O"`.
4. Кислота`+` щелочь `->` соль `+` вода (реакция нейтрализации);
`"H"_2"SO"_4 + 2"KOH" -> "K"_2"SO"_4 + 2"H"_2"O"`.
5. Кислота `+` основание `->` соль `+` вода;
`2"HBr" + "Ni(OH")_2 -> "NiBr"_2 + 2"H"_2"O"`.
6. Кислота`+` амфотерный гидроксид `->` соль `+` вода;
`3"HCl" + "Cr(OH")_3 ->"CrCl"_3 + 3"H"_2"O"`;
`2"HNO"_3 + "Zn(OH")_2 -> "Zn(NO"_3)_2 + 2"H"_2"O"`.
7. Взаимодействие кислот со средними солями протекает при условии, что результатом данного взаимодействия будет либо выпадение осадка, либо выделение газа:
`2"HBr" + "CaCO"_3 -> "CaBr"_2 + "H"_2"O" + "CO"_2uarr`;
`"BaCl"_2+ "H"_2"SO"_4 -> "BaSO"_4darr + 2"HCl"`.
8. Некоторые кислоты способны разлагаться при нагревании:
$$ {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SiO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{SiO}}_{2}\downarrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{SO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
9. Специфические свойства кислот связаны, в первую очередь, с окислительно-восстановительными реакциями.
Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:
`2"KMnO"_4 + 16"HCl"->5"Cl"_2uarr +2"KCl" + 2"MnCl"_2 + 8"H"_2"O"`;
`"H"_2"S" +"Br"_2 -> "S"darr + 2"HBr"`.
Кислородсодержащие кислоты могут окисляться, только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте:
`"H"_2"SO"_3 + "Cl"_2+ "H"_2"O" -> "H"_2"SO"_4 + 2"HCl"`.
Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления, проявляют свойства сильных окислителей (`"H"_2"SO"_4` является сильным окислителем только при высокой концентрации):
`"Cu" + 2"H"_2"SO"_(4 "конц") -> "CuSO"_4 + "SO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;
`"C"+2"H"_2"SO"_(4 "конц") -> "CO"_2uarr + 2"SO"_2uarr + 2"H"_2"O"`;
`"P" + 5"HNO"_(3 "конц") -> "H"_3"PO"_4 + 5"NO"_2uarr + "H"_2"O"`;
`"S"+6"HNO"_(3 "конц") -> "H"_2"SO"_4+6"NO"_2 uarr+2"H"_2"O"`;
`"S"+2"H"_2"SO"_(4 "конц") -> 3"SO"_2 uarr +2"H"_2"O"`.
сложные вещества, состоящие из атомов металлов (катионов) и анионов кислотного остатка. Соли по составу похожи на кислоты, только вместо ионов водорода содержат ионы металлов. Поэтому соли можно назвать продуктами замещения атомов водорода в кислоте на атом металла.
Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные.
продукты полного замещения атомов водорода в кислоте замещены металлом
(`"Na"_2"SO"_4`, `"KNO"_3`, `"BaSO"_4` и др.)
$$ 3\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_{3}{\mathrm{PO}}_{4} \to {\mathrm{Na}}_{3}{\mathrm{PO}}_{4} + 3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ \mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} + 3\mathrm{HCl} \to {\mathrm{AlCl}}_{3} + 3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
Кислые и основные соли
Кислые соли представляют собой продукт неполного замещения кислот и оснований. По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро-, а группа `"OH"^-` – приставкой гидрокси, например: `"NaHS"` – гидросульфид натрия, `"NaHSO"_4` – гидросульфат натрия, `"Mg(OH)Cl"` – гидроксихлорид магния, `"Al(OH)"_2"Cl"` – дигидроксихлорид алюминия.
представляют собой продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на атом металла, например:
`2"NaOH" + "H"_3"PO"_4 -> "Na"_2"HPO"_4 + 2"H"_2"O"`;
гидрофосфат натрия
`"NaOH" + "H"_3"PO"_4 -> "NaH"_2"PO"_4 + "H"_2"O"`.
дигидрофосфат натрия
представляют собой продукты неполного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками:
`"Al(OH)"_3 + "HCl" -> "Al(OH)"_2"Cl" + "H"_2"O"`;
дигидроксихлорид алюминия
`"Al(OH)"_3 + 2"HCl" -> "Al(OH)Cl"_2 + 2"H"_2"O"`;
гидроксихлорид алюминия
Существуют также некоторые другие типы солей, например, двойные соли, в которых содержатся два разных катиона и один анион:
`"CaCO"_3*"MgCO"_3` (доломит), `"KCl"*"NaCl"` (сильвинит), `"KAl(SO"_4)_2` - алюмокалиевые квасцы, или смешанные соли, в которых содержится один катион и два разных аниона: `"CaOCl"_2` или `"Ca(OCl)Cl"`.
Соли представляют собой ионные соединения, и их названия строятся по названиям катионов и анионов. Для солей бескислородных кислот к названию неметалла добавляется суффикс -ид, например, хлорид натрия `"NaCl"`.
При наименовании солей кислородсодержащих кислот к латинскому корню названия элемента добавляется окончание -ат для высшей степеней окисления, -ит для более низких (для некоторых кислот используется приставка гипо- для низких степеней окисления неметалла; для солей хлорной и марганцовой кислот используется приставка пер-):
|
`"CaCO"_3` - карбонат натрия |
`"КClO"` - гипохлорит калия
|
|
`"FeSO"_3` - сульфит железа (II) |
`"KClO"_2` - хлорит калия
|
|
`"KMnO"_4` - перманганат калия
|
`"KClO"_3` - хлорат калия
|
|
`"KNO"_2` - нитрит калия |
`"KClO"_4` - перхлорат калия
|
Способы получения средних солей
Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Большинство способов получения солей было разобрано выше.
Способы получения кислых и основных солей
Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действием избытка кислот на средние соли, щелочи, оксиды или соли:
`"NaOH" + "H"_2"SO"_4 -> "NaHSO"_4 + "H"_2"O"`;
`"Na"_2"SO"_4 + "H"_2"SO"_4 -> 2"NaHSO"_4`;
`"NaCl" + "H"_2"SO"_4 -> "NaHSO"_4 + "HCl"`;
`"CaCO"_3 + "CO"_2 + "H"_2"O" -> "Ca(HCO"_3)_2`.
Основные соли часто получаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли:
`"AlCl"_3 + 2"NaOH" -> "Al(OH)"_2"Cl" + 2"NaCl"`;
В общем виде способы получения кислых или основных солей из средних солей представим в виде следующей схемы:
Химические свойства солей
Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются (также см. получение оксидов).
$$ {\mathrm{NH}}_{4}\mathrm{Cl} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{NH}}_{3}\uparrow + \mathrm{HCl}$$;
$$ 2{\mathrm{FeSO}}_{4} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + {\mathrm{SO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{SO}}_{3}\uparrow $$;
$$ 4{\mathrm{FeSO}}_{4} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2{\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + 4{\mathrm{SO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;
$$ ({\mathrm{NH}}_{4}{)}_{2}{\mathrm{Cr}}_{2}{\mathrm{O}}_{7} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Cr}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + {\mathrm{N}}_{2}\uparrow + 4{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ 2{\mathrm{KClO}}_{3} \stackrel{150-300°\mathrm{C}, {\mathrm{MnO}}_{2}}{\to } 2\mathrm{KCl} + 3{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;
$$ 4{\mathrm{KClO}}_{3} \stackrel{400°\mathrm{C}}{\to } 3{\mathrm{KClO}}_{4} + \mathrm{KCl}$$.
Взаимодействие растворов или расплавов солей менее активных металлов с более активными металлами:
`"Cu" + 2"AgNO"_3 -> 2"Ag"darr + "Cu(NO"_3)_2`.
Взаимодействие соли с кислотой, в результате которого образуется нерастворимое или летучее вещество:
`"AgNO"_3 + "HBr" → "AgBr"↓ + "HNO"_3`;
`"FeS" + 2"HCl" → "H"_2"S"↑ + "FeCl"_2`.
Взаимодействие раствора соли со щелочью, в результате которого образуется нерастворимое вещество:
`"CuCl"_2 + "KOH" → "Cu(OH)"_2 ↓+ 2"KCl"`;
`"Na"_2"CO"_3 + "Ca(OH)"_2 → "CaCO"_3↓ + 2"NaOH"`.
Взаимодействие растворов солей друг с другом, в результате которого образуется нерастворимое вещество:
`"Na"_2"CO"_3 + "Ba(NO"_3)_2 → "BaCO"_3 ↓+ 2"NaNO"_3`.
Участие в ОВР:
`2"FeCl"_2 + "Cl"_2 → 2"FeCl"_3`;
`2"NaNO"_2 + "O"_2 → 2"NaNO"_3`;
`"Na"_2"SO"_3 + "H"_2"O" + "Cl"_2 → "Na"_2"SO"_4 + 2"HCl"`.
Гидролиз некоторых солей:
$$ {\mathrm{MgCl}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \rightleftarrows \mathrm{MgOHCl} + \mathrm{HCl}$$;
$$ {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \rightleftarrows {\mathrm{NaHCO}}_{3} + \mathrm{NaOH}$$.
При нагревании многие кислые соли разлагаются:
$$ 2{\mathrm{NaHCO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ \mathrm{Ca}({\mathrm{HCO}}_{3}{)}_{2} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{CaCO}}_{3}\downarrow + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.
называется связь между веществами разных классов соединений, основанная на их взаимных превращениях и отражающая единство их происхождения.
Генетическая связь может быть отражена в генетических рядах.
Генетический ряд состоит из веществ, которые образованы одним химическим элементом, принадлежат к разным классам соединений и связаны взаимными превращениями.
В приведённой ниже таблице обобщены рассмотренные выше химические свойства важнейших классов неорганических соединений.
| Реагент | Основной оксид | Амфотерный оксид | Кислотный оксид | Щелочь | Амфотерный гидроксид | Кислота | Соль | `"H"_2"O"` |
| Основной оксид | `-` | соль | соль | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | щелочь |
| Амфотерный оксид | соль | `-` | соль | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | `-` |
| Кислотный оксид | соль | соль | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | `-` | кислота |
| Щелочь | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` основание |
дис- социация |
| Амфотерный гидроксид | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | |
| Кислота | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | соль `+` `"H"_2"O"` | соль `+` `"H"_2"O"` | `-` | соль `+` кислота |
дис- социация |
| Соль | `-` | `-` | `-` | соль `+` основание | `-` | соль `+` кислота | соль `+` соль | гидролиз |
