Тема 3. Класифікація та номенклатура неорганічних сполук.

Хімічні елементи утворюють велику кількість простих і складних речовин. Прості речовини складаються з атомів одного елемен­та, складні – з атомів двох або кількох елементів.

Залежно від типу хімічного зв'язку між атомами прості речо­вини поділяються на метали та неметали. Для металів характерний металічний зв'язок, для неметалів – ковалентний. Серед відомих 106 елементів 83 належать до металів. Поділ простих речовин на метали та неметали досить умовний, оскільки деякі з них за фізич­ними властивостями – метали, але за хімічними їх не можна від­нести до типових металів.

Прості речовини – форма існування елементів у природі. Один і той самий елемент може утворювати декілька різних простих ре­човин – алотропні видозміни. Здатність елемента утворювати від­повідні алотропні видозміни зумовлена будовою атома, що визначає тип хімічного зв'язку, будову молекул та кристалів. Алотропні видозміни розрізняються складом простої речовини даного елемента (кисень О2 і озон О3), а також розміщенням атомів у молекулах або кристалах (карбон у вигляді графіту та алмазу). Здатність утворю­вати кристали різної форми (поліморфні видозміни) характерна для складних речовин. Кожна алотропна (поліморфна) видозміна стійка лише за певних зовнішніх умов (температура, тиск).

Складні багатоелементні речовини поділяються на групи за кількістю елементів, що входять до їх складу (бінарні, тринарні тощо), або на класи за хімічними властивостями – функціональни­ми ознаками (оксиди, основи, кислоти, солі тощо), які цим речови­нам властиві в хімічних реакціях. Поділ складних речовин за фун­кціональними ознаками більш раціональний і набагато полегшує вивчення їхніх хімічних властивостей. Найважливішими класами неорганічних сполук є: оксиди, основи, кислоти, амфотерні гідро­ксиди та солі.

Бінарні кисневмісні сполуки елементів. Оксиди

Найважливішими і найпоширенішими бінарними сполуками елементів з оксигеном (киснем) є оксиди.

Оксиди – бінарні сполуки елементів з оксигеном, до складу яких входить (як умовний аніон) оксид-іон О2–. В оксидах атоми оксигену не зв'язані між собою; всі атоми елемента, які входять до складу молекули оксиду, мають однаковий ступінь окислення; в оксидах оксиген завжди має від'ємний ступінь окислення, що дорівнює –2.

Такі бінарні сполуки елементів з оксигеном, як Рb2О3, Рb3О4, Мn3О4, Fе3О4, U3О8 тощо, до класу оксидів не належать, оскільки вони містять елементи з різними ступенями окислення, а саме: Рb2О3 = Рb+2Рb+4О2, Рb3О4 = Рb+22Рb+4О4, Мn3О4 = Мn+22Мn+4О4, Fе3О4 = Fе+2(Fе+3О2)2, U3О8 = U+4(U+6О4)2. Сполука фтору з оксигеном ОF2 також до оксидів не належить, тому що містить оксиген з додатнім ступенем окислення, що дорівнює +2.

За своїми фізичними властивостями оксиди дуже різноманітні. За звичайних умов більшість з них тверді речовини, деякі газопо­дібні або рідкі. Густина, температури плавлення та кипіння оксидів змінюються в досить широких межах.

За хімічним характером оксиди поділяються на солетворні і не-солетворні. До несолетворних належать СО, SіО, NО тощо. Соле­творні оксиди поділяються на основні, кислотні та амфотерні.

Основними називаються оксиди металів, гідрати яких є осно­вами. Приклади основних оксидів: Nа2О, СаО, Аg2О, Сu2О, FеО, Ві2О3, NіО, СоО тощо.

Кислотними є такі оксиди, яким відповідають кислоти. До кислотних оксидів належать оксиди неметалів та оксиди металів із ступенем окислення металу +5, +6 та +7. Приклади кислотних оксидів: В2О3, NО2, N2О5, V2О5, СrО3, Мn2О7 тощо.

Амфотерними називаються оксиди, яким відповідають амфо­терні гідроксиди. Залежно від умов реакції амфотерні оксиди ви­являють властивості як основних, так і кислотних оксидів. Прикла­ди амфотерних оксидів: ВеО, СuО, Аl2О3, ТіО2, SnО, Сr2О3, Fе2О3, РbО, РbО2 тощо.

В табл. наведені дані про хімічний характер оксидів залежно від ступеня окислення елемента, а також формули відповідних їм кислот та гідроксидів.

Таблиця. Хімічний характер оксидів та відповідні їм форми кислот та гідроксидів

Ступінь окислення елемента	Формула оксиду	Формула кислоти, гідроксиду	Хімічний характер оксидів
			Основний	Амфотерний	Кислотний
1	Е2О	Е(ОН)	Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr, Сu*, Аg*, Аu*, Тl, Нg*	—	Сl, Вr
2	ЕО	Е(ОН)2	Мg, Са, Sr, Ва, Rа, Сd, Нg*, Еu, Sm, Yb, V, Сr, Мn, Rе, Fе, Со, Nі	Ве, Zn, Сu, Gе, Sn, Рb, Рt, Рd
3	Е2О3	Е (ОН)3 ЕО(ОН)	Y, Lа, Ас, Тl, Се, Gd, Yb, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Ві, V, Мn, Rе	Аu, Аl, Gа, Іn, Sс, Sb, Сr, Fе, Nі, Со, Іr, Rh	В, N, Р, Аs
4	ЕО2	Е(ОН)4 ЕО(ОН)2	Тh, U, Рu, Аm, Сm, Nр	Се, Gе, Sn, Рb, Ті, Zr, Нf, V, Мn, Rе, Рt	С, Sі, S, Sе, Те
5	Е2О5	Е(ОН)5 ЕО(ОН)3 ЕО2(ОН)	Ра, Nр, Рu	Nb, Та	N, Р, V, Аs, Sb
6	ЕО3	ЕО2(ОН)2	—	U, Nр, Рu, Аm	S, Sе, Те, Сr, Мо, W, Мn*, Rе, Fе*, Хе
7	Е2О7	ЕО3(ОН)	—	—	Сl, І, Мn, Rе
8	ЕО4	ЕО3(ОН)2	—	-	Оs, Ru, Хе

* Елементи, для яких кислоти і гідроксиди у вільному стані не добуто.

Хімічний характер оксидів залежить від положення елемента в періодичній системі. Зміну властивостей оксидів можна спостері­гати в межах груп та періодів. Так, наприклад, елементи другого періоду утворюють вищі оксиди, властивості яких закономірно змі­нюються від основного Lі2О через амфотерний ВеО до кислотних В2О3, СО2, N2О5. Елементи третього періоду також утворюють основні оксиди Nа2О, МgО, амфотерний Аl2О3 і кислотні SіО2, Р2О5, SО3, Сl2О7. При переході до великих періодів зміна хімічного характеру в оксидів спостерігається в межах рядів: четвертий ряд – К2О, СаО (основні оксиди), Sс2О3, ТіО2 (амфотерні), V2О5, СrО3, Мn2О7 (кислотні); п'ятий ряд – Сu2О (основний), ZnО, Gа2О3, GеО2 (амфотерні), Аs2О5, SеО3 (кислотні).

Отже, можна сказати, що в межах малих періодів і рядів вели­ких періодів із збільшенням атомної маси елементів характер вищих оксидів змінюється від основних через амфотерні до кислотних.

Зміну хімічного характеру оксидів можна спостерігати і в ме­жах груп періодичної системи. Так, оксиди одновалентних елемен­тів І і II груп (за винятком оксидів берилію та цинку) відносяться до основних. Вищі оксиди елементів підгруп азоту, VI та VII груп належать до кислотних. Елементи, вищі оксиди яких виявляють амфотерні властивості, розміщені в основному у III та IV групах.

Із збільшенням атомної маси елемента в межах підгруп зроста­ють основні властивості відповідних оксидів. Таку закономірність можна спостерігати в головній і побічній підгрупах II групи: ВеО – амфотерний, МgО, СаО, SrО, ВаО, RаО – основні, ZnО – амфотерний, СdО, НgО – основні, в головній підгрупі III групи: В2О3 – кислотний, Аl2О3, Gа2О3, Іn2О3 – амфотерні та Тl2О3 – основний оксиди. В головній підгрупі IV групи вуглець та кремній утворюють кислотні оксиди СО2 і SіО2, а решта елементів – амфотерні. Поси­лення основних властивостей оксидів із вбільшенням атомної маси елемента спостерігається і в інших підгрупах.

Зміну в характері утворених оксидів можна спостерігати для одного й того самого елемента, якщо він утворює кілька оксидів. Так, хром утворює оксиди: СrО – основний, Сr2О3 – амфотерний, СrО3 – кислотний.

Чим можна пояснити зміну хімічного характеру оксидів у межах періодів та груп? Внаслідок взаємодії елементів Е з киснем утво­рюються сполуки з іонним або полярним ковалентним зв'язком. Тип хімічного зв'язку в оксидах залежить, в основному, від хіміч­ної природи атома Е, його заряду та розміру. Типові метали утво­рюють оксиди з іонним типом зв'язку. З послабленням металічних властивостей елементів Е у сполуках спостерігається перехід від іонного зв'язку Е–О до ковалентного полярного із поступовим зни­женням ступеня полярності. Отже, можна сказати, що чим більше зв'язок Е—О наближається до ковалентного, тим сильніше вияв­ляються кислотні властивості відповідних оксидів.

В межах періодів із зростанням порядкового номера елемента Е збільшується заряд ядра атома і зменшується його радіус. Це при­зводить до того, що зв'язок між елементами Е і оксигеном змінюється від іонного до полярного ковалентного, а характер оксидів – від основних через амфотерні до кислотних.

В межах груп із зростанням порядкового номера атома елемента Е ступінь його окислення не змінюється, але радіус зростає. Це зу­мовлює послаблення зв'язку Е–О, тобто він стає більш полярним ковалентним (або іонним) і в межах підгруп посилюються основні властивості оксидів.

Зміну хімічного характеру оксидів для одного й того самого елемента можна пояснити тим, що із збільшенням ступеня окислення атома елемента Е зменшується його радіус. Внаслідок цього тип хімічного зв'язку в оксидах змінюється від іонного до полярного ковалентного. Тому оксиди, в яких ступінь окислення металу ниж­чий – основні, вищий – кислотні, а проміжний – амфотерні.

Номенклатура оксидів. Назви оксидів складаються із назви елемента в називному відмінку та слова оксид. Якщо елемент утво­рює декілька оксидів, то ступінь окислення елемента зазначається в дужках римською цифрою. Вживається також номенклатура, в якій підкреслюється кількість атомів кисню, що припадає на один атом іншого елемента. При цьому на перше місце ставлять назву відповідного елемента у називному відмінку, на друге – слово оксид з відповідним числівниковим префіксом (моно-, ди-, три-, тетра- тощо). Наприклад:

N2О – нітроген (І) оксид; NО – нітроген (ІІ) оксид, або нітроген моноксид;

N2О3 – нітроген (ІІІ) оксид; NО2 – нітроген (ІV) оксид, або нітроген диоксид;

N2О5 – нітроген (V) оксид; СrО3 – хром (VI) оксид, або хром триоксид;

Сl2О7 – хлор (VII) оксид; ОsО4 – осмій (VIII) оксид, або осмій тетраоксид.

Деякі метали утворюють з оксигеном сполуки незвичайного складу: V4О, Сr3О, Ті6О тощо. Назви таких сполук: V4О – тетраванадій оксид, Ті6О – гексатитан оксид.

Основні методи добування оксидів. Оксиди елементів утво­рюються внаслідок нагрівання простих речовин при наявності кис­ню або повітря; при розкладанні основ, кислот, амфотерних гідро­ксидів, солей кисневмісних кислот; при випалюванні сульфідів, фосфідів, спалюванні горючих водневих сполук; при взаємодії кислот-окислювачів з металами та неметалами, солей деяких мета­лів з лугами, кислотами, оксидами тощо. Наводимо приклади реак­цій, за якими можна добути відповідний оксид:

4Р + 5О2 = 2Р2О5; СаСО3 = СаО + СО2;

2Н2S + 3О2 = 2SО2 + 2Н2О; (NН4)2Сr2О7 = Сr2О3 + N2 + 4Н2О;

2Сu2S + 3О2 = 2Сu2О + 2SО2; 2Рb(NО3)2 = 2РbО + 4NО2 + О2;

4FеS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2; 2АgNО3 + 2NаОН = А2О + 2NаNО3 + Н2О;

Са3Р2 + 4О2 = 3СаО + Р2О5; Са3(РО4)2 + 3SіО2 = 3СаSіО3 + Р2О5;

Мg(ОН)2 = МgО + Н2О; 4СrО3 = 2Сr2О3 + 3О2;

2Аl(ОН)3 = Аl2О3 + 3Н2О; 3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О;

2Н3ВО3 = В2О3 + 3Н2О; Nа2О2 + 2Nа = 2Nа2О.

Хімічні властивості оксидів. Більшість основних окси­дів безпосередньо з водою не взаємодіє. Тільки оксиди найактивні­ших металів – калію, натрію, кальцію та деяких інших безпосе­редньо сполучаються з водою, утворюючи розчинні у воді основи – луги. Деякі основні оксиди (МgО, Lа2О3) безпосередньо сполучають­ся з водою, утворюючи нерозчинні основи. Основні оксиди взаємо­діють з кислотами, амфотерними гідроксидами, кислотними та ам­фотерними оксидами з утворенням солей:

ВаО + 2НNО3 = Ва(NО3)2 + Н2О; СаО + Zn(ОН)2 = СаZnО2 + Н2О;

ВаО + N2О5 = Ва(NО3)2; СаО + ZnО = СаZnО2.

Багато кислотних оксидів безпосередньо сполучається з водою, утворюючи відповідні кислоти. Характерною ознакою кислотних оксидів є їх здатність взаємодіяти з основними й амфотерними ок­сидами, основами, амфотерними гідроксидами, утворюючи відпо­відні солі. Наприклад:

2Ва(ОН)2 + 4NО2 = Ва(NО3)2 + Ва (NО2)2 + 2Н2О; ZnО + SО3 = ZnSО4;

SО3 + Zn(ОН)2 = ZnSО4 + Н2О; СrО3 + СаО = СаСrО4.

Кислотні оксиди здатні взаємодіяти з кислотами без утворення солей:

SіО2 + 4НF = SіF4 + 2Н2О; Н2СrО4 + СrО3 = Н2Сr2О7.

Амфотерні оксиди з водою безпосередньо не взаємодіють. З кис­лотами та кислотними оксидами вони взаємодіють як основні. Такі амфотерні оксиди, як Аl2О3, Сr2О3, Fе2О3, ТіО2, ZrО2 тощо, що погано розчиняються у розбавлених розчинах кислот, виявля­ють основні властивості при нагріванні з концентрованими кисло­тами або сплавлянні з солями типу NаНSО4, К2S2О7:

Аl2О3 + 6NаНSО4 = Аl2(SО4)3 + 3Nа2SО4 + 3Н2О;

Аl2О3 + 3К2S2О7 = Аl2(SО4)3 + 3К2SО4.

Амфотерні оксиди виявляють кислотні властивості при взаємо­дії з водними розчинами лугів або сплавлянні з оксидами, гідрокси­дами, карбонатами активних металів:

ZnО + 2КОН + Н2О = К2[Zn(ОН)4]; ZnО + МgО = МgZnО2;

Сr2О3 + Nа2СО3 = 2NаСrО2 + СО2; ТіО2 + К2СО3 = К2ТіО3 + СО2.

Пероксиди. Надпероксиди. Озоніди

В молекулах пероксидів атоми оксигену сполучені між собою в ані­он О22, будову якого можна зобразити графічно [ О––О ]2– з довжиною зв'язку О–О, що дорівнює 0,149 нм. Пероксиди мо­жуть утворювати як метали, так і неметали. Наприклад, Н2О2, К2О2, СаО2, NО3, SО4 тощо. Тверді пероксиди металів І та II груп періодичної системи можна розглядати як солі слабкої кислоти – Н2О2. Кристалічні решітки їх складаються з іонів металу та пероксид-іонів О22–.

У молекулах надпероксидів атоми оксигену сполучені між собою в аніон О2– – [ О––О ]– з довжиною зв'язку , що дорівнює 0,132–0,135 нм. Наприклад: NаО2, КО2, Са(О2)2, Sr(О2)2 тощо. В молекулах озонідів атоми кисню сполучені між собою в аніон О3, який графічно можна подати так:  

Озоніди утворюють лужні метали – МеО3, які складаються з іонів металу та озонід-іонів, з довжиною зв'язку О–О, що дорів­нює 0,134 нм. Наявність у іоні О3– неспареного електрона зумовлює парамагнетизм та забарвлення (червоний колір) озонідів.

Номенклатура. Назви бінарних сполук елементів, що містять аніони О22–, О2–, О3–, утворюються з назв елементів у називному відмінку і відповідних слів: пероксид, надпероксид, озонід. Напри­клад: СаО2 – кальцій пероксид, КО2 – калій надпероксид, КО3 – калій озонід.

Основні методи добування пероксидів, надпероксидів, озонідів. Пероксиди утворюються при спалюванні лужних, лужно-земельних металів, оксидів лужно-земельних металів у кисні; при взаємодії пероксиду водню з гідроксидом або сіллю металу; озону з деякими оксидами неметалів і гідроксидами металів, наприклад:

2Nа + О2 = Nа2О2; НgСl2 + Н2О2 = НgО2 + 2НСl;

2ВаО + О2 = 2ВаО2; NО2 + О3 = NО3 + О2;

2LіОН + Н2О2 = Lі2О2 + 2Н2О; 4КОН(тв) + 4О3 = 4КО3(тв) + О2 + 2Н2О.

Основні хімічні властивості пероксидів, надпероксидів, озонідів. Пероксиди лужних металів Ме2О2, лужно-земельних МеО2, надпероксиди і озоніди взаємодіють з водою і кислотами, наприклад:

Nа2О2 + 2Н2О = 2NаОН + Н2О2; Nа2О2 + Н2SО4 = Nа2SО4 + Н2О2;

СаО2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2О2; 2КО2 + Н2SО4 = К2SО4 + Н2О2 + О2;

Са(О2)2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2О2 + О2; 4КО3 + 2Н2О = 4КОН + 5О2.

Пероксиди на практиці використовують як окислювачі та від­новники, наприклад:

РbS + 4Н2О2 = РbSО4 + 5Н2О;

2КМnО4 + 5Н2О2 + 3Н2SО4 = К2SО4 + 2МnSО4 + 5О2 + 8Н2О.

Властивості сполук Е(ОН)х залежно від хімічної природи елемента Е

Більшість оксидів прямо або посередньо утворюють сполуки з водою, склад яких можна виразити загальною формулою Е(ОН)х, де х – валентність елемента Е.

Залежно від хімічної природи елемента Е сполуки Е(ОН)х поділяються на основи, кислоти та амфотерні гідроксиди. Належ­ність сполуки Е(ОН)х до певного класу зумовлена його дисоціа­цією, що залежить від полярності валентних зв' язків Е–О та О–Н. Якщо елемент характеризується різко вираженими мета­лічними властивостями, то зв'язок між ним і оксигеном – полярний (з переходом в іонний), в той час як зв'язок О–Н малополярний (Е(ОН)х – основа). Навпаки, якщо елемент Е має різко виражені неметалічні властивості, то зв'язок між ним і оксигеном – малопо­лярний, а зв'язок О–Н –полярний (Е(ОН)х – кислота). Коли полярності зв'язків Е–О та О–Н дуже близькі, дисоціація мож­лива в обох напрямках (Е(ОН)х – амфотерний гідроксид).

Міцність зв'язків Е–О та О–Н у сполуках Е(ОН)х змінюєть­ся в межах періодів та груп періодичної системи. В межах періоду із збільшенням порядкового номера елемента Е зростає заряд атома і зменшується його розмір. При цьому зв'язок Е–О стає більш міцним (малополярним), а зв'язок О–Н –полярним. Це зумов­лює те, що можливість дисоціації сполуки Е(ОН)х з відщепленням іонів ОН– зменшується. Тобто в межах періоду періодичної систе­ми основні властивості сполук Е(ОН)х послаблюються, а кислот­ні – посилюються. Наприклад, у третьому періоді: NаОН, Мg(ОН)2 – основи, Аl(ОН)3 – амфотерний гідроксид, Н4SіО4 – слабка кислота, Н3РО4 – кислота середньої сили, Н2SО4, НСlО4 – сильні кислоти.

В межах груп із збільшенням порядкового номера елемента Е заряд його атома не змінюється, а розмір зростає. Це призводить до того, що зв'язок Е–О стає більш полярним, а О–Н – малополярним. Тобто в межах груп спостерігається закономірне послаб­лення кислотного і посилення основного характеру сполуки Е(ОН)х. Наприклад, у III групі: Н3ВО3 – кислота, Аl(ОН)3, Gа(ОН)3 – амфотерні гідроксиди, Іn(ОН)3 – амфотерний гідро­ксид з перевагою основної функції, Тl(ОН)3 – основа.

Хімічний характер сполук Е(ОН)х, залежить від валентності елемента Е. Оскільки збільшення ступеня окислення атома еле­мента Е пов'язане із збільшенням його заряду і зменшенням розмі­ру атома, можна чекати, що для одного й того самого елемента, який утворює декілька сполук Е(ОН)х, останні будуть мати різні хімічні властивості. Наприклад: Мn(ОН)2, Мn(ОН)3 – основи, Мn(ОН)4 – амфотерний гідроксид, НМnО4 – кислота.

Основи

Основами називаються сполуки, негативно зарядженою частиною яких є гідроксид-іони ОН–. До складу основ входять іон металу (або група атомів NН4+, ТіО22+, VО2+, ВіО+, [Сu(NН3)4]2+, що віді­грає роль металу) та гідроксид-іони, кількість яких дорівнює ва­лентності металу. Загальна формула основ
Ме(ОН)х. Приклади основ: LіОН, Ва(ОН)2, Ві(ОН)3, Мn(ОН)2, Fе(ОН)2,
Со(ОН)2, [Сu(NН3)4](ОН)2 тощо.

Основи – сполуки, при розчиненні яких збільшується концентрація негативно заряджених іонів розчинника. З точки зору теорії електролітичної дисоціації основи – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утво­ренням лише одного типу аніонів – гідроксид-іонів.

Кількість гідроксид-іонів в основі, що здатні заміщуватись на кислотні залишки з утворенням солей, визначає її кислотність. Тому основи можуть бути однокислотні (NаОН, NН4ОН), двокислотні (Ва(ОН)2, Fе(ОН)2), трикислотні (Ві(ОН)3, Lа(ОН)3, Мn(ОН)3), чотирикислотні (Тh(ОН)4). Через те що із збільшенням ступеня окислення елемента основні властивості його оксиду послаб­люються, відома невелика кількість чотирикислотних основ, а п'ятикислотні і шестикислотні невідомі.

Номенклатура основ. Назви основ утворюють із назви металу (або металопо­дібної групи) в називному відмінку та слова гідроксид, що вказує на наявність іонів ОН–. Якщо один метал утворює кілька основ, після назви металу в дужках римською цифрою позначається ступінь його окислення. Наприклад: Мn(ОН)2 – манган (II) гідроксид, Мn(ОН)3 – манган (IIІ) гідроксид. Розчинні у воді основи називаються лугами.

Основні методи добування основ. Основи утворюються при взаємодії лужних, лужно-земельних металів та їхніх оксидів з водою. Добування основ з відповідних розчинних солей за реакціями подвійного обміну з лугами є найпоширенішим методом добування не­розчинних у воді основ. Приклади реакцій, за якими утворюються основи:

2Nа + 2Н2О = 2NаОН + Н2; Nа2СО3 + Са(ОН)2 = 2NаОН + СаСО3;

СаО + Н2О = Са(ОН)2; Lі2SО4 + Ва(ОН)2 = 2LіОН + ВаSО4;

СоСl2 + 2NаОН = Со(ОН)2 + 2NаСl; Ві(NО3)3 + 3КОН = Ві(ОН)3 + 3КNО3.

Для добування розчинних основ на практиці використовується електроліз водних розчинів солей лужних металів.

Хімічні властивості основ. Всі основи можна поділити на розчинні і нерозчинні у воді. Розчинними є основи, утворені луж­ними, лужно-земельними металами, амонієм, талієм (І), складними групами атомів [Сu(NН3)4]2+ тощо. Розчини лугів роз'їдають тва­ринні, рослинні тканини, викликають зміну забарвлення індикато­рів. Основи взаємодіють з кислотами, кислотними й амфотерними оксидами та гідроксидами, солями:

Мg(ОН)2 + SО3 = МgSО4 + Н2О; Са(ОН)2 + Аl2О3 = Са(АlО2)2 + Н2О;

Мg(ОН)2 + Н2SО4 = МgSО4 + 2Н2О; Са(ОН)2 + Zn(ОН)2 = СаZnО2 + 2Н2О;

Мg(ОН)2 + 2Н2SО4 = Мg(НSО4)2 + 2Н2О;

FеSО4 + 2КОН = Fе(ОН)2 + К2SО4;

2Мg(ОН)2 + Н2SО4 = Мg2(ОН)2SО4 + 2Н2О;

ZnСl2 + 4NаОН = Nа2[Zn(ОН)4] + NаСl.

Кислоти

Кислотами називаються сполуки, що містять іони гідрогену (водню), які здатні заміщуватись на метал (або металоподібну групу атомів) і утворювати при цьому солі. До складу кислот входять іон (або декілька іонів) гідрогену та кислотний залишок.

Кислоти – сполуки, при розчиненні яких збільшується концентрація позитивно заряджених іонів розчинника. З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утво­ренням лише одного типу катіонів – гідратованях іонів водню.

Кількість іонів водню в молекулі кислоти, здатних заміщуватися на метал або металоподібну групу атомів з утворенням солей, визна­чає її основність. Розрізняють кислоти одноосновні (НNО3, НСl, НСlО), двохосновні (Н2SО4, Н2S, Н2СО3), триосновні (Н3РО4), чотириосновні (Н4Р2О7, Н4SіО4), п'ятиосновні (Н5ІО6), шестиосновні (Н6ТеО6). В деяких кислотах кількість атомів водню не відпові­дає їх основності: Н3РО3 – двохосновна, Н3РО2 – одноосновна кислота.

Група атомів, що залишається після відщеплення від молекули кислоти іонів водню, називається кислотним залишком. Так, НSО4–, SО42– відповідно одновалентний і двовалентний залишки сір­чаної кислоти.

За хімічним складом розрізняють безкисневі, звичайні кисне­вмісні, полі-, тіо-, пероксокислоти. До безкисневих кислот нале­жать НСl, НВr, НІ, Н2S, Н2Sе, НСN, НSСN тощо.

Звичайні кисневмісні кислоти є гідратами кислотних оксидів. Деякі кислоти (Н3РО2, НВrО3 тощо) не мають відповідних кислот­них оксидів. Утворення звичайних кисневмісних кислот можна уявити як продукт приєднання однієї або декількох молекул води до молекули кислотного оксиду. При цьому утворюються кислоти з різною основністю, наприклад:

Н2SО4 (SО3 + Н2О); Н6ТеО6 (ТеО3 + 3Н2О).

Зміну форми вищих кисневмісних кислот неметалів у межах однієї групи (IV – Н2СО3, Н4SіО4; V – НNО3, Н3РО4, Н3АsО4; VІ – Н2SО4, Н2SеО4, Н6ТеО6;
VІІ – НСlО4, Н5ІО6) можна пояс­нити тим, що із збільшенням порядкового номера неметалу збіль­шується радіус його атома, тому біля нього може розміститись більше груп –ОН. Це призводить до того, що в межах груп основ­ність кислот збільшується. В межах періодів із збільшенням по­рядкового номера неметалу його заряд збільшується, а радіус атома зменшується. Це зумовлює те, що в межах періодів основ­ність вищих кислот зменшується, наприклад:

II період – Н3ВО3, Н2СО3, НNО3;

III період – Н4SіО4, Н3РО4, Н2SО4, НСlО4;

V період – Н6ТеО6, Н5ІО6, Н4ХеО6.

Відомо багато кисневмісних кислот, молекули яких містять не один, а кілька кислотних залишків. Такі кислоти називають полікислотами, які в свою чергу поділяють на ізополікислоти та гетерополікислоти. Ізополікислоти можна розглядати як продукт приєднання декількох молекул кислотного оксиду до молекули води, приєднання до кисневмісної кислоти її оксиду, продукт заміщення (часткового або повного) атомів оксигену на аніон тієї самої кислоти. Наприклад:

2СrО3 + Н2О = Н2Сr2О7; Н2СrО4 + СrО3 = Н2Сr2О7.

У молекулах ізополікислот атоми кислотоутворюючого елемента зв'язані між собою атомом оксигену. Здатність до утворення ізополікислот виявляють елементи побічних підгруп V, VI груп періодичної системи, сульфур, кремній тощо.

Гетерополікислоти можна розглядати як похідні звичайних кисневмісних кислот, в яких оксиген (частково або повністю) заміще­ний на залишки інших кислот, найчастіше МоО42–, Мо2О72–, Мо3О102–, WО42–, W2О72–, W3О102–, VО3– тощо. Наприклад, гетерополікислота Н3[Р(Мо3О10)4] є похідною від Н3РО4, в якій атоми оксигену заміщені на залишки ізополікислоти Н2Мо3О10.

Тіокислоти можна розглядати як похідні звичайних кисневміс­них кислот, в яких один або кілька атомів оксигену заміщені на аніон S2– (Н2SО4®Н2SО3S® ® Н2S2О3).

Пероксокислоти в своєму складі містять пероксогрупу –О–О– (одну або декілька), їх можна розглядати як похідні звичайних кисневмісних кислот, в яких оксиген заміщений на аніон кислоти Н2О2. Кислоти Н2SО5, Н2S2О8 є продуктами заміщення одного атома оксигену в кислотах Н2SО4 та Н2S2О7 на аніон О22–. Пероксокислоти можна також розглядати як продукти заміщення атомів гідрогену (одного або двох) гідроген пероксиду на кислотні групи. Останні є одновалентними залишками кисневмісних кислот після відщеплен­ня від них груп –ОН.

Номенклатура кислот. Назви кисневмісних кислот утворюють з назв кислотоутворюючого елемента та слова кислота. При цьому назва кислоти, в якій елемент виявляє вищий ступінь окислення, має закінчення -на, -ієва(ева),
-ова. Із зниженням ступеня окислення кислотоутворюючого елемента закінчення кислот змінюються в та­кій послідовності: -нувата, -иста, -нуватиста. Якщо елемент утворює дві кислоти, то назва з нижчим ступенем окислення еле­мента має закінчення -иста.

Назви кислот можна утворювати також з назв відповідних аніонів. Наприклад:

НNО2 – азотиста (нітритна) кислота;

НNО3 – азотна (нітратна);

Н2SО3 – сірчиста (сульфітна);

Н2SО4 – сірчана (сульфатна);

НСlО – хлорнуватиста (гіпохлоритна);

НСlО2 – хлориста (хлоритна);

НСlО3 – хлорнувата (хлоратна);

НСlО4 – хлорна (перхлоратна).

Якщо одному і тому самому ступеню окислення елемента відпо­відають дві кислоти з різними основностями, то назва кислоти з нижчою основністю має префікс мета-, а з вищою – орто-, НРО3 – метафосфорна, Н3РО4 – ортофосфорна.

Назви ізополікислот утворюють з назв відповідних звичайних кисневмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи числівники ди-, три-, тетра- тощо, що вказують на кількість атомів кислото­утворюючого елемента в молекулі ізополікислоти (Н2S2О7 – дисірчана, Н2Сr3О10 – трихромова кислота).

При утворенні назви гетерополікислоти вказуються кількість і назви залишків іншої кислоти, що заміщують атоми кисню у ви­хідній кисневмісній кислоті; та її назву (Н3[Р(Мо3О10)4] – тетратримолібдатоортофосфорна кислота).

Назви тіо- і пероксокислот утворюють з назв відповідних кисне­вмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи відповідні префік­си тіо- або пероксо- (Н2S2О3 – тіосірчана, Н2SО5 – монопероксосірчана кислота).

Безкисневі кислоти називають елементоводневими: НВr – бромоводнева, Н2S – сірководнева, НІ – йодоводнева кислота.

Основні методи добування кислот. Кислоти добувають при вза­ємодії кислотних оксидів з водою, окисленні простих речовин кис­лотами-окислю-вачами або сумішшю кислот (НСl + НNО3, НF + НNО3), при безпосередньому сполученні деяких неметалів з вод­нем, при гідролізі галогенангідридів, при взаємодії солі з більш сильними кислотами, активних неметалів з водою, кисневмісних кислот або кислотних оксидів з пероксидом водню та іншими мето­дами. Приклади хімічних реакцій утворення кислот:

І2О5 + Н2О = 2НІО3; РСl5 + 4Н2О = 5НСl + Н3РО4;

СrО3 + Н2О = Н2СrО4; SО2Сl2 + 2Н2О = Н2SО4 + 2НСl;

КСl + Н2SО4 = КНSО4 + НС1; 3Р + 5НNО3 = 3НРО3 + 5NО + Н2О;

Н2 + Сl2 = 2НСl; 3Sі + 4НNО3 + 18НF = 3Н2[SіF6] + 4NО+8Н2О;

Сl2 + Н2О = НСl + НСlО; 2Р2О5 + 6Н2О2 = 4Н3РО5 + О2

Хімічні властивості кислот. Головною, найхарактерні­шою ознакою кислот є їх здатність до взаємодії з основами з утво­ренням солей. Кислоти також утворюють солі при взаємодії з ос­новними та амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, металами:

Ва(ОН)2 + Н2SО4 = ВаSО4 + 2Н2О;

ТіО2 + 2Н2SО4(конц.) = Ті(SО4)2 + 2Н2О;

Ва(ОН)2 + 2Н2SО4 = Ва(НSО4)2 + 2Н2О;

Сr(ОН)3 + 3НNО3 = Сr(NО3)3 + 3Н2О;

2Ва(ОН)2 + Н2SО4 = Ва2(ОН)2SО4 + 2Н2О;

Аg + 2НNО3 = АgNО3 + NО2 + Н2О;

NіО + Н2SО4 = NіSО4 + Н2О;

Zn + 4НN3 = Zn(N3)2 + NН4N3 + N2.

Взаємодія з металами суміші концентрованих кислот НNО3 + НСl,
НNО3 + НF в об'ємному співвідношенні 1:3 призводить до утворення складних (комплексних) кислот, наприклад:

Аu + НNО3 + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О.

Деякі кислоти реагують з солями, утворюючи нову сіль і нову кислоту, наприклад:

Nа2SіО3 + 2НСl = 2NаСl + Н2SіО3.

Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксиди – Ме(ОН)х – гідрати амфотерних окси­дів, які мають слабкі кислотні та основні властивості. Всі амфо­терні гідроксиди погано розчиняються у воді, добуваються непря­мими методами. Приклади амфотерних гідроксидів: Ве(ОН)2, Zn(ОН)2, Аu(ОН)3, Аl(ОН)3, Рb(ОН)2, Sn(ОН)2, Sn(ОН)4, Сu(ОН)2, Fе(ОН)3, Сr(ОН)3, Gа(ОН)3 тощо.

Номенклатура амфотерних гідроксидів. За своїм складом амфо­терні гідроксиди не відрізняються від основ, тому назви їх утво­рюються аналогічно, тобто із назви металу у називному відмінку та слова гідроксид, наприклад:

Sn(ОН)2 – станум (ІІ) гідроксид, Sn(ОН)4 – станум (ІV) гідроксид.

Основні методи добування амфотерних гідроксидів. Амфотерні гідроксиди добувають за реакціями відповідних солей з кислотами або лугами в еквівалентних кількостях (щоб уникнути розчинення гідроксиду у надлишку лугу або кислоти):

Аl2(SО4)3 + 6NаОН = 2Аl(ОН)3 + 3Nа2SО4;

2Nа[Аl(ОН)4] + Н2SО4 = 2Аl(ОН)3 + Nа2SО4 + 2Н2О.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів. Амфотерні гідроксиди взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами, виявляючи основні властивості і утворюючи при цьому солі, на­приклад:

 Zn(ОН)2 + Н2SО4 = ZnSО4 + 2Н2О; 2Аl(ОН)3 + 3SО3 = Аl2(SО4)3 + 3Н2О.

Амфотерні гідроксиди взаємодіють з основами та основними ок­сидами з утворенням солей, виявляючи при цьому кислотні власти­вості, наприклад:

Zn(ОН)2 + 2NаОН = Nа2ZnО2 + 2Н2О (при сплавлянні);

Zn(ОН)2 + СаО = СаZnО2 + Н2О ( » );

Аl(ОН)3 + 3NаОН = Nа3[Аl(ОН)6] (у розчині).

Солі

Солі – кристалічні речовини, які можна розглядати як продукт повного або часткового заміщення іонів гідрогену кислоти на метал або гідроксильних груп основ (амфотерних гідроксидів) на кислотні залишки.

3 точки зору теорії електролітичної дисоціації, солі – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів, що відрізняються від іона гідрогену, та негативно заряджених іонів, що відріз­няються від гідроксид-іона.

За своїми хімічними властивостями та складом солі поділяються на середні, подвійні, кислі, основні (складні координаційні солі в цьому розділі не розглядаються). Середні солі – про­дукти повного заміщення іонів гідрогену кислоти на катіони металів (або металоподібної групи атомів) або гідроксид-іонів основ (ам­фотерних гідроксидів) на кислотні залишки. Солі, що утворюються при заміщенні іонів гідрогену багатоосновної кислоти на катіони різних металів або гідроксид-іонів багатокислотної основи (амфотерного гідроксиду) на різні кислотні залишки, називаються подвійни­ми. До подвійних солей належать галуни загальної формули МеЕ(SО4)2·12Н2О (Ме – Nа+, К+, NН4+, Е – Аl3+, Сr3+, Fе3+), СаNН4РО4, Са(ОСl)Сl, NН4Fе(SО4)2·6Н2О, КNаSО4 тощо. Подвій­ні солі можуть існувати лише у твердому стані.

Кислі солі – продукти неповного заміщення іонів гідрогену багатоосновної кислоти на катіони металів (NаНSО4, Са(НСО3)2, NН4Н2РО4, (NН4)2НРО4 тощо).

Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксид-іонів основ або амфотерних гідроксидів кислотними залишками (Fе(ОН)SО4, Fе(ОН)2Сl, Ві(ОН)(NО3)2, Ві(ОН)2NО3 тощо). При дегідратації основних солей утво-рюються оксосолі, що містять у своєму складі іон металу, оксиген (один або кілька атомів) та кис­лотний залишок.

Номенклатура солей. Назви середніх солей утворюються з двох слів: назви металу у називному відмінку та назви аніона кислоти, наприклад: СаSО4 – кальцій сульфат; КСlО3 – калій хлорат.

Якщо метал виявляє різні ступені окислення і утворює кілька середніх солей, то в їхніх назвах ступінь окислення металу зазна­чається римською цифрою в дужках, наприклад: СrSО4 – хром (II) сульфат; Сr2(SО4)3 – хром (III) сульфат.

Назви подвійних солей утворюються так само, як і назви серед­ніх солей: Са(СlО)Сl – кальцій гіпохлорит-хлорид, NН4Fе(SО4)2·6Н2О – амоній-ферум (III) сульфат, гексагідрат. Деякі середні солі зберегли також технічні назви: Nа2СО3 – сода, КNО3 – калійна селітра, К2СО3 – поташ, КСlО3 – бертолетова сіль, FеSО4·7Н2О – залізний купорос тощо.

Назви кислих солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префікса гідроген- (гідро-), який підкреслює наявність іонів гідрогену в їх складі. Якщо молекула солі містить не один, а кілька іонів гідрогену, то до її назви додають числівники ди-, три; тетра-, що вказують кіль­кість цих іонів, наприклад: Nа2НРО4 – натрій гідрогенортофосфат (гідроортофосфат), NаН2РО4 – натрій дигідрогенортофосфат (дигідроортофосфат).

Назви основних солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префіксів гідроксо- або оксо-, то підкреслюють наявність гідро­ксид-іонів або атомів оксигену в їх складі. Якщо молекула основної солі містить кілька гідроксид-іонів або атомів кисню, то до її назви додають числівники ди-, три-, тетра- і т.д.. що вказують їх число, саприклад: Аl(ОН)Сl2 – алюміній гідроксохлорид, Аl(ОН)2Сl – алюміній дигідроксохлорид, Мg2ОСl2 – магній оксохлорид.

Основні методи добування солей. Відомо багато методів добування солей, але найважливішими з них слід вважати такі: взаємодія основних оксидів з кислотними або амфотерними; основних та амфотерних оксидів з кислотами; кислотних оксидів з основами або амфотерними гідроксидами; основ або амфотерних гідроксидів в кислотами; взаємодія солей в кислотами (кислотними оксидами), основами (основними оксидами); металів з кислотами та неметалів з лугами; за реакціями подвійного обміну між солями; за реакціями витіснення одного металу або неметалу з їх солей; при безпосеред­ньому сполученні елементів; при термічному розкладі одних солей можуть утворюватись інші. Приклади реакцій добування солей:

СоО + ZnО = СоZnО2; ZnСl2 + 4NаОН = Nа2[Zn(ОН)4] + 2NаСl;

FеО + Н2SО4 = FеSО4 + Н2О; NаНSО4 + NаОН = Nа2SО4 + Н2О;

Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О; 3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 +2NО + 4Н2О;

Zn(ОН)2 + SО3 = ZnSО4 + Н2О; Zn + 2КОН + 2Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2;

Са(ОН)2 + НNО3 = Са(ОН)NО3 + Н2О; Sі + 2КОН + Н2О = К2SіО3 + 2Н2;

Са(ОН)2 + 2Н2SО4 = Са(НSО4)2 + 2Н2О; 3S + 6КОН = 2К2S + К2SО3 + 3Н2О;

2КСl + Н2SО4 = К2SО4 + 2КСl; Рb(NО3)2 + 2КІ = РbІ2 + 2КNО3;

Zn(ОН)Сl + НСl = ZnСl2 + Н2О; СuSО4 + Zn = ZnSО4 + Сu;

Са3(РО4)2 + 3SіО2 = 3СаSіО3 + Р2О5; 2NаВr + Сl2 = 2NаСl + Вr2;

3NаСlО = NаСlО2 + 2NаСl; 2КNО3 = 2КNО2 + О2;

2Ві + 3Сl2 = 2ВіСl3; NаН2РО4 = NаРО3 + Н2О.

Хімічні властивості солей. Середні солі можуть взаємо­діяти з кислотами з утворенням іншої кислоти та солі:

Са3(РО4)2 + 3Н2SО4 = 3СаSО4 + 2Н3РО4 .

Якщо на середні солі багатоосновної кислоти діяти однойменною кислотою, то утворюються кислі солі:

Са3(РО4)2 + Н3РО4 = 3СаНРО4; Са3(РО4)2 + 4Н3РО4 = 3Са(Н2РО4)2 .

Взаємодія основних солей з кислотами зумовлює утворення се­редніх солей:

Аl(ОН)Сl2 + НСl = АlСl3 + Н2О .

У водних розчинах середні солі можуть реагувати з лугами, утворюючи інші сіль та основу або амфотерний гідроксид:

FеSО4 + 2КОН = Fе(ОН)2 + К2SО4; СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3 + 3NаСl .

При взаємодії розчинів кислих солей з лугами утворюються середні солі:

К2НРО4 + КОН = К3РО4 + Н2О .

Хімічно активні метали можуть витісняти з водних розчинів солей менш активні метали:

СuSО4 + Fе = FеSО4 + Сu; 2АgNО3 + Сu = Сu(NО3)2 + 2Аg .

Всі солі, крім утворених сильними кислотами та основами, піддаються гідролізу.

Крім простих солей (середніх, подвійних, кислих, основних) існують складні солі, які називаються координаційними, або ком­плексними.

Координаційні (комплексні) сполуки

Координаційними (комплексними) називаються хімічні спо­луки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

При дії аміаку на водний розчин купрум (II) сульфату утворюються комплексні катіони – [Сu(NН3)4І2+, а з водного розчину можна виділити координаційну сполуку [Сu(NН3)4]SО4. У воді аргентум ціанід АgСN погано розчиняється, але при наявності ціаніду калію легко переходить у розчин внаслідок утворення комплексного аніона [Аg(СN)2]–. З цього розчину можна виділити координаційну сіль К[Аg(СN)2].

Наукова теорія, яка пояснює будову і властивості координацій­них сполук, була сформульована у 1893 р. швейцарським хіміком А. Вернером. Головним у теорії Вернера є визнання центричної будови координаційних сполук. Згідно з цією теорією, всі групи, що входять до складу координаційної сполуки, певним чином роз­міщені навколо атома-комплексоутворювача, названого Вернером центральним атомом (центральним іоном). У координаційних сполу­ках [Сu(NН3)4]SО4 та К[Аg(СN)2] центральними відповідно є іони Сu2+ та Аg+.

Центральними атомами можуть бути практично всі елементи пе­ріодичної системи Д.І.Менделєєва. Найбільш активними комплексоутворювачами є платинові метали (Рt, Рd), елементи родини феруму (Fе, Со, Nі), підгруп купруму (Сu, Аg, Аu), цинку (Zn, Сd, Нg). Ка­тіони, що найлегше утворюють координаційні сполуки, мають не­завершений або 18-електронний (зовнішній) енергетичний рівень. Найменшу здатність до комплексоутворення виявляють лужні та лужно-земельні метали.

Центральними атомами в координаційних сполуках можуть бути також і неметали, наприклад, бор (К[ВF4]), силіцій (К2[SіF6]), фосфор (К[РF6]) тощо.

Молекули або іони, розміщені навколо центрального атома, називаються лігандами, або адендами. В сполуках [Сu(NН3)4]SО4 та К[Аg(СN)2] лігандами є відповідно молекули аміаку та іони СN–. Разом з центральним атомом ліганди утворюють внутрішню координаційну сферу сполуки, яку при написанні беруть у квадрат­ні дужки. Іони, розміщені за внутрішньою сферою, утворюють зовнішню сферу координаційної сполуки.

Заряд комплексного іона визначається алгебраїчною сумою зарядів простих іонів, що входять до його складу.

Важливою характеристикою лігандів є їх координаційна єм­ність, або дентатність, яка визначається числом місць, які ліганди займають у внутрішній координаційній сфері комплексу. Розріз­няють монодентатні ліганди (F–, Сl–,
Вr–, І–, СN–), бідентатні (СО22–, SО42–) тощо.

Число, що показує, скільки лігандів координуються навколо центрального атома (число зв'язків, за допомогою яких ліганди безпосередньо сполучені з центральним атомом), називається координаційним числом. Координаційне число (к.ч.) – величина змінна і визначається природою центрального атома, лігандів, зовнішньою сферою сполуки, природою розчинника та зовнішніми умовами, в яких утворюється сполука.

Координаційні числа центрального атома в різних координацій­них сполуках змінюються від 2 до 12. Сполуки з великими координа­ційними числами (8 і більше) трапляються дуже рідко. Найчастіше трапляються координаційні сполуки з координаційними числами 2, 4 та 6. Координаційні числа показують не лише кількість лігандів, розміщених навколо центрального атома, а й як вони розміщені. Тобто координаційне число має просторову інтерпретацію.

Просторова інтерпретація координаційних чисел. Найважливі­шим висновком координаційної теорії Вернера є положення про просторовий характер координації лігандів центральним атомом. А.Вернер пояснив структури деяких координаційних сполук на основі рівноцінності всіх лігандів у внутрішній координаційній сфері і даних про ізомери.

У координаційних сполуках з к.ч. 4 рівномірне розміщення чотирьох лігандів навколо центрального атома могло би бути реалізоване в трьох геометричних фігурах: квадраті, тетраедрі і тетрагональ­ній піраміді. Дослідження пока­зали, що для сполук з к.ч. 4 характерні тільки дві геометричні конфігу­рації: квадрат і тетраедр.

Сполукам з к.ч. 6 відповідає геометрична конфігурація окта­едр, в центрі якого міститься центральний атом, а у вершинах – координовані групи. В деяких сполуках к.ч. 6 реалізується у ви­гляді тригональної призми і тетрагональної біпіраміди.

Значно менше сполук з іншими координаційними числами. Для сполук з к.ч. 2 можливі дві геометричні конфігурації: ліній­на і кутова. Для сполук з к.ч. 3 найбільш характерною є конфігу­рація трикутника і тригональної піраміди. Сполуки з к.ч. 5 за структурою можна поділити на дві групи, які мають тетрагонально-пірамідальну і тригонально-біпірамідальну будову. Для сполук з к.ч. 7 запропоновано три геометричні фігури: тригональну призму, октаедр і пентагональну піраміду. Сполуки з к.ч. 8 можуть мати такі геометричні структури: куб, квадратна антипризма, доде­каедр. В основі будови сполук з к.ч. 9 лежить тригональна призма, у вершинах якої розміщуються шість лігандів, а інші три – на­проти центрів трьох вертикальних площин призми; центральний атом міститься у просторовому центрі призми.

Ізомерія координаційних сполук. Кожна координаційна спо­лука має сталий кількісний склад і характеризується певним роз­міщенням лігандів навколо центрального атома. Зміна розміщення лігандів у межах однієї координаційної сфери, обмін їх місцями з зовнішніми іонами або зміна характеру приєднання до централь­ного атома багатоатомного ліганда призводять до змін властивостей сполуки, тобто до ізомерії. Для координаційних сполук відомі такі види ізомерії: геометрична (цис- транс-ізомерія), оптична, сольватна (гідратна), іонізаційна, координаційна, ізомерія зв'язку та ін.

Номенклатура координаційних сполук. У координаційній сфері спочатку називаються ліганди – кислотні аніони, потім ліганди – нейтральні молекули, а далі центральний атом. Координовані лі­ганди – кислотні аніони зберігають свою латинську назву, до якої додається закінчення -о, наприклад: F–-фторо, Сl–-хлоро, SО42–-сульфато, СО32–-карбонато, NО3–-нітрато, СN–-ціано, NСS–-тіоціанато тощо. Ліганди іони ОН– називаються гідроксо; Н–-гідридо, О2–- оксо, S2–-тіо. Ліганди – нейтральні молекули зберігають свою звичайну назву (етиламін, гідразин, піридин тощо), але аміак позначається словом амін, а вода – аква. Якщо в координаційну сферу входять декілька однакових лігандів, то їх кількість позна­чається числівниковим префіксом ди-, три-, тетра- тощо. Після назви нейтральних молекул йде назва комплексоутворювача: цен­тральний атом зберігає латинську назву, а ступінь його окислення позначається римською цифрою в дужках.

Якщо координаційна сполука нейтральна, то спочатку нази­ваються ліганди, а далі комплексоутворювач. Вся назва координа­ційної сполуки записується одним словом у називному відмінку, наприклад: [Со(NН3)3Сl3] –трихлоротриамінкобальт.

Якщо координаційна сполука має складний комплексний ка­тіон, то спочатку в називному відмінку записують назву комплексного катіона (ліганди – іони, ліганди – нейтральні молекули, комплексоутворювач і ступінь його окислення), а далі – аніона. Назви аніона і катіона записуються окремо. На­приклад: [Аg(NН3)2]СlО4 – діамінаргентум (І) перхлорат, [Сu(NН3)4]SО4 – тетраамінкупрум (II) сульфат.

Назва координаційної сполуки з комплексним аніоном складає­ться так: спочатку записують у називному відмінку позасферний ка­тіон, а далі – назву ком­плексного аніона. У назві комплексного аніона спочатку перелічуються назви лігандів, потім – назва комплексоутворювача з закінченням -ат і ступінь його окислення. Назви катіона й аніона записуються окре­мо, наприклад: К3[Со(NО2)6] – калій гексанітрокобальтат (III).