Tablica tipičnih reakcija srednjih soli s primjerima. Opća svojstva soli

>> Kemija: Soli, njihova klasifikacija i svojstva

Od svih kemijskih spojeva, soli su najbrojnija klasa tvari. To su čvrste tvari, međusobno se razlikuju po boji i topivosti u vodi.

sol je klasa kemijskih spojeva koja se sastoji od metalnih iona i iona kiselih ostataka.

Početkom XIX stoljeća. Švedski kemičar I. Verzelius formulirao je definiciju soli kao proizvoda reakcije kiselina s bazama, odnosno spojeva dobivenih zamjenom atoma vodika u kiselini s metalom. Na temelju toga soli se razlikuju kao srednje, kisele i bazične.

Srednje ili normalno- to su proizvodi potpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom.

Upravo ste s tim solima već upoznati i poznajete njihovu nomenklaturu. Na primjer:

Na2CO3 - natrijev karbonat, SuSO4 - bakar (II) sulfat itd.

Takve soli disociraju na metalne katione i anione kiselinskog ostatka:

Kisele soli su proizvodi nepotpune supstitucije atoma vodika u kiselini za metal.

Kisele soli uključuju, na primjer, soda za piće, koji se sastoji od metalnog kationa i kiselog jednostruko nabijenog HCO3 ostatka. Za kiselu kalcijevu sol formula je napisana kako slijedi: Ca (HCO3) 2.

Imena ovih soli sastavljena su od naziva soli uz dodatak riječi hidro, npr.

Bazične soli- to su proizvodi nepotpune supstitucije hidrokso skupina u bazi za kiselinski ostatak.

Na primjer, takve soli uključuju poznati malahit (CuOH)2 CO3, o kojem ste čitali u pričama I. Bazhova. Sastoji se od dva bazična CuOH kationa i dvostruko nabijenog aniona kiselinskog ostatka CO 2-3.

CuOH+ kation ima naboj +1, stoga se u molekuli dva takva kationa i jedan dvostruko nabijeni anion CO spajaju u električki neutralnu sol.

Nazivi takvih soli bit će isti kao i za normalne soli, ali uz dodatak riječi hidrokso-, na primjer (CuOH) 2 CO3 - bakrov (II) hidroksokarbonat ili AlONCl2 - aluminijev hidroksoklorid. Velika većina bazičnih soli je netopljiva ili teško topiva. Potonji se odvajaju ovako:

Tipične reakcije soli

4. Sol + metal -> druga sol + drugi metal.

O prvim dvjema reakcijama izmjene već je ranije bilo detaljno govora.

Treća reakcija je također reakcija izmjene. Protječe između otopina soli i prati ga stvaranje kamenčića, na primjer:

Četvrta reakcija soli povezana je s imenom najvećeg ruskog kemičara N. N. Beketova, koji je 1865. proučavao sposobnost metala da istisne druge metale iz otopina soli. Na primjer, bakar tu otopina njegovih soli može biti istisnut takvim metalima kao što su magnezij, aluminij Al, cink i drugi metali. Ali živa, srebro Ag, zlato Au ne istiskuju bakar, budući da su atm metali u nizu napona smješteni desno od bakra. Ali bakar ih istiskuje iz otopina soli:

H. Beketov, djelujući plinovitim vodikom pod pritiskom na otopine soli žive i srebra, ustanovio je da atom vodika, kao i neki drugi metali, istiskuje živu i srebro iz njihovih soli.

Raspoređujući metale, vodik sam i njihovom sposobnošću međusobnog istiskivanja u otopinama soli. Beketov je napravio broj. koju je nazvao uzgojnom serijom metala. Kasnije (1802. V. Nerist) dokazano je da se Veketovn red pomaka praktički podudara s nizom u kojem su metali i vodik smješteni (desno) prema opadanju reaktivnosti i molarne koncentracije metalnih iona, jednake 1 mol / l. Ovaj niz se naziva elektrokemijski niz metalnih naprezanja. Već ste se upoznali s ovom serijom kada ste razmatrali interakciju kiselina s metalima i saznali da metali koji se nalaze lijevo od vodika međusobno djeluju s otopinama kiselina. Ovo je prvi uvjet u nizu naprezanja, a zadovoljen je uz niz uvjeta o kojima smo ranije govorili.

Drugo pravilo naponskog niza je sljedeće: svaki metal istiskuje iz solnih otopina sve ostale metale koji se nalaze desno od njega u naponskom nizu. Ovo se pravilo također poštuje kada su ispunjeni sljedeći uvjeti:

a) obje soli (i one koje reagiraju i nastale kao rezultat reakcije) moraju biti topljive;
b) metali ne smiju djelovati s vodom, stoga metali glavnih podskupina skupina I i II (za potonje, počevši od Ca) ne istiskuju druge metale u otopinama soli.

1. Soli su srednje (normalne), kisele i bazične.

2. Disocijacija raznih skupina soli.

3. Tipična svojstva normalnih soli: njihova interakcija s kiselinama, lužinama, drugim solima i metalima.

4. Dva pravila za niz naprezanja u metalima.

5. Uvjeti za reakcije soli s metalima.

Dovršite molekularne jednadžbe mogućih reakcija koje se odvijaju u otopinama i zapišite odgovarajuće ionske jednadžbe:

Ako se reakcija ne može izvesti, objasnite zašto.

U 980 g 5% otopine korovne kiseline dodan je suvišak otopine barijevog nitrata. Odredite masu taloga.

Zapiši reakcije svih moguće načine dobivanje željeznog sulfata (II).

Navedite nazive soli.

Parabole za sat kemije, slike za sat kemije u 8. razredu, eseji za školarce

sol - to su složene tvari koje se sastoje od jednog (više) atoma metala (ili složenijih kationskih skupina, na primjer, amonijeve skupine N H 4 +, hidroksilirane skupine Me (OH) nm+ ) i jedan (nekoliko) kiselinskih ostataka. Opća formula soli Mi n ALI m gdje je A kiselinski ostatak. Soli (u smislu elektrolitičke disocijacije) su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju na metalne katione (ili amonij N H 4+) i anione kiselinskog ostatka.

Klasifikacija. Prema sastavu soli se dijele na srednji (normalan ), kiselo(hidrosoli ), glavni (hidroksosoli) , dvostruko , mješoviti i kompleks(cm. stol).

Tablica - Klasifikacija soli prema sastavu

fizička svojstva. Soli su kristalne tvari različitih boja i različite topljivosti u vodi.

Kemijska svojstva

1) Disocijacija. Srednje, dvostruke i miješane soli disociraju u jednom koraku. U kiselim i bazičnim solima, disocijacija se odvija u koracima.

NaCl Na + + Cl – .

KNaSO 4 K + + Na + + SO 4 2–.

CaClBr Ca2+ + Cl – + Br – .

KHSO 4 K + + HSO 4 - HSO 4 - H + + SO 4 2–.

FeOHCl FeOH + + Cl - FeOH + Fe 2+ + OH - .

SO 4 2+ + SO 4 2– 2+ Cu 2+ + 4NH 3 .

2) Interakcija s indikatorima. Kao rezultat hidrolize, H + ioni (kiseli medij) ili OH ioni (alkalni medij) nakupljaju se u otopinama soli. Topljive soli koje stvara najmanje jedan slabi elektrolit podliježu hidrolizi. Otopine takvih soli međusobno djeluju s indikatorima:

indikator + H + (OH -) obojeni spoj.

AlCl3 + H2O AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H+

3) Raspadanje zagrijavanjem. Zagrijavanjem se neke soli razlažu na metalni oksid i kiseli oksid:

CaCO3 CaO + CO2 ­ .

Uz ulja kiselina bez kisika, kada se zagrijavaju, mogu se razgraditi na jednostavne tvari:

2AgCl Ag + Cl 2 .

Soli nastale oksidirajućim kiselinama teže se razgrađuju:

2K NO 3 2K NO 2 + O 2.

4) Interakcija s kiselinama: Reakcija se događa ako sol nastaje od slabije ili hlapljive kiseline ili ako se stvara talog.

2HCl + Na 2 CO 3 ® 2NaCl + CO 2 + H 2 O 2H + + CO 3 2– ® CO 2 + H 2 O.

Ca Cl 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2HCl Ca 2+ + SO 4 2- ® CaSO 4 ¯.

Bazične soli pod djelovanjem kiselina prelaze u medij:

FeOHCl + HCl ® FeCl2 + H2O.

Srednje soli formirane polibaznim kiselinama, u interakciji s njima, tvore kisele soli:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4.

5) Interakcija s alkalijama. Soli reagiraju s alkalijama, čiji kationi odgovaraju netopljivim bazama .

CuSO 4 + 2NaOH ® Cu(OH) 2 ¯ + Na 2 SO 4 Cu 2+ + 2OH - ® Cu(OH) 2 ¯.

6) Međusobna interakcija. Reakcija se događa kada topljive soli međusobno djeluju i nastaje talog.

AgNO 3 + NaCl ® AgCl ¯ + NaNO 3 Ag + + Cl - ® AgCl ¯ .

7) interakcija s metalima. Svaki prethodni metal u nizu napona istiskuje sljedeći iz otopine njegove soli:

Fe + CuSO 4 ® Cu ¯ + FeSO 4 Fe + Cu 2+ ® Cu ¯ + Fe 2+ .

Li, Rb , K , Ba , Sr , Ca , Na , Mg , Al , Mn , Zn , Cr , Fe , Cd , Co , Ni , Sn , Pb, H , Sb, Bi, Cu , Hg , Ag , Pd , Pt ,Au

8) Elektroliza (razgradnja istosmjernom električnom strujom). Soli se podvrgavaju elektrolizi u otopinama i talinama:

2NaCl + 2H 2 O H 2 + 2NaOH + Cl 2.

2NaCl rastali 2Na + Cl 2 .

9) Interakcija s kiselim oksidima.

CO 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2

Na 2 CO 3 + SiO 2 CO 2 ­ + Na 2 SiO 3

Priznanica. 1) Međudjelovanje metala s nemetalima:

2Na + Cl2 ® 2NaCl.

2) Međudjelovanje bazičnih i amfoternih oksida s kiselim oksidima:

CaO + SiO 2 CaSiO 3 ZnO + SO 3 ZnSO 4 .

3) Međudjelovanje bazičnih oksida s amfoternim oksidima:

Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2.

4) Međudjelovanje metala s kiselinama:

2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 .

5 ) Međudjelovanje bazičnih i amfoternih oksida s kiselinama:

Na 2 O + 2HNO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O ZnO + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2 O.

6) Međudjelovanje amfoternih oksida i hidroksida s alkalijama:

U otopini: 2NaOH + ZnO + H 2 O ® Na 2 2OH - + ZnO + H 2 O ® 2–.

Kada se spoji s amfoternim oksidom: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

U otopini: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Kada se stopi: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

7) Interakcija metalnih hidroksida s kiselinama:

Ca (OH) 2 + H 2 SO 4 ® CaSO 4 ¯ + 2H 2 O Zn (OH) 2 + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + 2H 2 O.

8) Interakcija kiselina sa solima:

2HCl + Na 2 S® 2NaCl + H 2 S­ .

9) Interakcija soli s alkalijama:

Zn S O 4 + 2NaOH ® Na 2 SO 4 + Zn (OH) 2 ¯ .

10) Međusobno djelovanje soli:

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .

LA. Jakovišin

NEKI REFERENTNI MATERIJALI IZ KEMIJE

Glavne karakteristike elementarne čestice

Maksimalni (najveći) broj elektrona u energetskoj razini može se odrediti formulom: 2n 2 , gdje je n broj razine.

Jednostavne tvari

Promjena boje indikatora ovisno o okruženju

Kad se otopi sumporne kiseline potreba ulijte ga u tankom mlazu u vodu i promiješati.

Nomenklatura soli

Kalcijev karbonat CaCO3 je sol netopljiva u vodi, od koje morske životinje (mekušci, rakovi, protozoe) grade svoje ljušture; kalcijev fosfat Ca3(PO4)2 je u vodi netopljiva sol, osnova minerala fosforita i apatita.

Tvari sa atomska kristalna rešetka: kristalni lopov, silicij i germanij, kao i složene tvari, na primjer, one koje uključuju silicijev oksid (IV) - SiO2: silicij, kvarc, pijesak, gorski kristal.

Molekularna kristalna rešetka: HCl, H2O polarne veze; N2, O3 - nepolarne veze; čvrsti vodeni led, čvrsti ugljikov monoksid (IV) - “suhi led”, čvrsti klorovodik i sumporovodik, krute jednostavne tvari sastavljene od jedno- (plemeniti plinovi), dvo- (H2, O2, Cl2, I2), tro- (O3 ), četvero- (R4), osmoatomne (S8) molekule.

Kemijska analiza – određivanje sastava smjesa.

Supstance visoke čistoće- tvari u kojima sadržaj nečistoća koje utječu na njihova specifična svojstva ne prelazi stotisućiti, pa čak ni milijunti dio postotka.

Odnos nekih fizikalno-kemijskih veličina i njihovih jedinica

Klasifikacija kiselina

Tipične kisele reakcije

1. Kiselina + baza = sol + voda (reakcija izmjene)

2. Kiselina + metalni oksid \u003d sol + voda (reakcija izmjene)

3. Kiselina + metal \u003d sol + vodik (reakcija supstitucije)

4. Kiselina + sol \u003d nova kiselina + nova sol (reakcija izmjene)

Osnovna klasifikacija

Tipične bazne reakcije

1. Baza + kiselina \u003d sol + voda (reakcija izmjene)

2. Baza + nemetalni oksid \u003d sol + voda (reakcija izmjene)

3. Alkalije + sol \u003d nova baza + nova sol (reakcija izmjene)

Netopljive baze se zagrijavanjem razgrađuju u metalni oksid i vodu, što nije tipično za lužine, na primjer: Fe (OH) 2 \u003d FeO + voda

Tipične reakcije bazičnih oksida

1. Osnovni oksid + kiselina \u003d sol + voda (reakcija izmjene)

2. Bazični oksid + kiseli oksid = sol (reakcija spoja)

3. Bazični oksid + voda = lužina (reakcija spoja). Ova reakcija se odvija ako nastane topljiva baza - lužina. Na primjer, CuO + voda - reakcija se ne nastavlja, jer bakrov (II) hidroksid je netopljiva baza.

Tipične reakcije kiselinskih oksida

1. Kiselinski oksid + baza \u003d sol + voda (reakcija izmjene)

2. Kiselinski oksid + bazični oksid = sol (reakcija spoja)

3. Kiselinski oksid + voda = kiselina (reakcija spoja). Ova reakcija je moguća ako je kiselinski oksid topiv u vodi. Na primjer: silicijev oksid (IV) praktički ne stupa u interakciju s vodom.

Tipične reakcije soli

1. Sol + kiselina \u003d druga sol + druga kiselina (reakcija izmjene)

2. Sol + lužina \u003d druga sol + druga baza (reakcija izmjene)

3. Sol 1 + sol 2 \u003d sol 3 + sol 4 (reakcija izmjene: dvije soli ulaze u reakciju, uslijed čega se dobivaju dvije druge soli)

4. Sol + metal \u003d druga sol + drugi metal (reakcija supstitucije), morate vidjeti položaj metala u elektrokemijskom nizu metalnih napona.

Pravila serije metalnih naprezanja

1. Metali koji se nalaze lijevo od vodika stupaju u interakciju s kiselim otopinama. To se proteže na sposobnost metala da istisne druge metale iz otopina soli. Na primjer, bakar se iz otopina njegovih soli može istisnuti metalima kao što su magnezij, aluminij, cink i drugi metali. Ali živa, srebro, zlato ne istiskuju bakar, jer. ti se metali nalaze više desno u nizu napona od bakra. Ali bakar ih istiskuje iz otopina soli.

Prvo pravilo niza napona metala o međudjelovanju metala s kiselim otopinama ne odnosi se na koncentriranu sumpornu kiselinu i dušičnu kiselinu bilo koje koncentracije: te kiseline međudjeluju s metalima u nizu napona i prije i poslije vodika, dok su reduciran u sumporni oksid (IV), NO, itd. Na primjer, kada razrijeđena dušična kiselina reagira s bakrom, dobiva se bakrov (II) nitrat, dušikov oksid (II) i voda.

2. Svaki metal istiskuje druge metale iz otopina soli koji se nalaze desno od njega u nizu napona. Ovo se pravilo poštuje kada su ispunjeni sljedeći uvjeti:

Obje soli (prije i poslije reakcije – reagirajuća i nastala) moraju biti topljive;

Metali ne bi trebali komunicirati s vodom, stoga metali glavnih podskupina skupina I i II (za potonje, počevši od kalcija) ne istiskuju druge metale iz otopina soli.

Redoks reakcije

Reducirajuće sredstvo - atomi, ioni, molekule, davanje elektroni.

Najvažniji redukcijski agensi: metali; vodik; ugljen; ugljikov monoksid (II) CO; vodikov sulfid; amonijak; solna kiselina itd.

Proces otpuštanja elektrona od strane atoma, iona i molekula je oksidacija.

Oksidirajuće sredstvo - atomi, ioni, molekule, domaćin elektroni.

Najvažniji oksidansi: halogeni; dušična i sumporna kiselina; kalijev permanganat itd.

Proces spajanja elektrona na atome, ione i molekule je oporavak.

Video lekcija 1: Klasifikacija anorganskih soli i njihova nomenklatura

Video lekcija 2: Metode dobivanja anorganskih soli. Kemijska svojstva soli

Predavanje: Karakteristična kemijska svojstva soli: srednje, kisele, bazične; kompleks (na primjeru spojeva aluminija i cinka)

sol- to su kemijski spojevi koji se sastoje od metalnih kationa (ili amonija) i kiselih ostataka.

Soli također treba smatrati proizvodom interakcije kiseline i baze. Kao rezultat ove interakcije mogu se formirati:

normalno (srednje),

• bazične soli.

normalne soli nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Na primjer:

H 3 RO 4 + 3KOH → K 3 RO 4 + 3H 2 O.

Nazivi normalnih soli sastoje se od dva dijela. Prvo se naziva anion (kiselinski ostatak), a zatim kation. Na primjer: natrijev klorid - NaCl, željezo (III) sulfat - Fe 2 (SO 4) 3, kalijev karbonat - K 2 CO 3, kalijev fosfat - K 3 PO 4 itd.

Kisele soli nastaju s viškom kiseline i nedovoljnom količinom lužine, jer u tom slučaju nema dovoljno metalnih kationa koji bi zamijenili sve katione vodika prisutne u molekuli kiseline. Na primjer:

H3RO4 + 2KOH \u003d K2HRO4 + 2H20;

H3RO4 + KOH \u003d KN2RO4 + H2O.

Kao dio kiselinskih ostataka ove vrste soli, uvijek ćete vidjeti vodik. Kisele soli su uvijek moguće za višebazične kiseline, ali ne i za jednobazične kiseline.

Imena kiselih soli imaju prefiks hidro- na anion. Na primjer: željezo (III) hidrogensulfat - Fe (HSO 4) 3, kalijev bikarbonat - KHCO 3, kalijev hidrogenfosfat - K 2 HPO 4 itd.

Bazične soli nastaju s viškom baze i nedovoljnom količinom kiseline, jer u tom slučaju anioni kiselinskih ostataka nisu dovoljni da potpuno zamijene hidrokso skupine prisutne u bazi. Na primjer:

Cr(OH) 3 + HNO 3 → Cr(OH) 2 NO 3 + H 2 O;

Cr(OH) 3 + 2HNO 3 → CrOH(NO 3) 2 + 2H 2 O.

Dakle, bazične soli u sastavu kationa sadrže hidrokso skupine. Bazične soli su moguće za polikisele baze, ali ne i za monokiseline. Neke bazične soli mogu se same razgraditi, uz otpuštanje vode, pri čemu nastaju oksosoli, koje imaju svojstva bazičnih soli. Na primjer:

Sb(OH) 2 Cl → SbOCl + H 2 O;

Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Naziv osnovnih soli izgrađen je na sljedeći način: prefiks se dodaje anionu hidrokso-. Na primjer: željezo (III) hidroksosulfat - FeOHSO 4, aluminij hidroksosulfat - AlOHSO 4, željezo (III) dihidroksiklorid - Fe (OH) 2 Cl, itd.

Mnoge soli, budući da su u čvrstom agregatnom stanju, kristalni su hidrati: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O itd.

Kemijska svojstva soli

Soli su prilično čvrste kristalne tvari koje imaju ionsku vezu između kationa i aniona. Svojstva soli su posljedica njihove interakcije s metalima, kiselinama, bazama i solima.

Tipične reakcije normalnih soli

Dobro reagiraju s metalima. Istovremeno, aktivniji metali istiskuju manje aktivne iz otopina njihovih soli. Na primjer:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

S kiselinama, alkalijama i drugim solima, reakcije idu do kraja, pod uvjetom da nastaju talog, plin ili slabo disocirani spojevi. Na primjer, u reakcijama soli s kiselinama nastaju tvari poput sumporovodika H 2 S - plin; barijev sulfat BaSO 4 - talog; octena kiselina CH 3 COOH je slab elektrolit, spoj niske disocijacije. Evo jednadžbi za ove reakcije:

K2S + H2SO4 → K2SO4 + H2S;

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;

CH 3 COONa + HCl → NaCl + CH 3 COOH.

U reakcijama soli s alkalijama nastaju tvari kao što su nikal (II) hidroksid Ni (OH) 2 - talog; amonijak NH 3 - plin; voda H 2 O je slab elektrolit, spoj niske disocijacije:

NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;

NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + H 2 O + NaCl.

Soli reagiraju jedna s drugom ako se formira talog:

Ca(NO 3) 2 + Na 2 CO 3 → 2NaNO 3 + CaCO 3.

Ili u slučaju stvaranja stabilnijeg spoja:

Ag 2 CrO 4 + Na 2 S → Ag 2 S + Na 2 CrO 4 .

U ovoj reakciji, ciglastocrveni srebrni kromat proizvodi crni srebrni sulfid, zbog činjenice da je netopljiviji talog od kromata.

Mnoge normalne soli se zagrijavanjem raspadaju u dva oksida - kiseli i bazni:

CaCO 3 → CaO + CO 2.

Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od ostalih normalnih soli. Zagrijavanjem nitrati alkalijskih i zemnoalkalijskih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.

Nitrati gotovo svih drugih metala razlažu se na okside:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .

Nitrati nekih teških metala (srebro, živa itd.) zagrijavanjem se razlažu na metale:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2.

Posebno mjesto zauzima amonijev nitrat, koji se do tališta (170 °C) djelomično raspada prema jednadžbi:

NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3.

Na temperaturama od 170 - 230 °C, prema jednadžbi:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Na temperaturama iznad 230 ° C - s eksplozijom, prema jednadžbi:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Amonijev klorid NH 4 Cl razlaže se na amonijak i klorovodik:

NH 4 Cl → NH 3 + HCl.

Tipične reakcije kiselih soli

NaH CO3+ Na Oh→ Na 2 CO3+ H2O.

NaHCO 3 + Li Oh → Li NaCO 3+ H2O.

Tipične reakcije glavni soli

Cu( Oh)Cl + H Cl → Cu Cl 2 + H2O.

Cu( Oh)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H2O.

Složene soli

složena veza- spoj, u čvorovima kristalne rešetke koji sadrži složene ione.

Razmotrimo kompleksne spojeve aluminija - tetrahidroksoaluminate i cinka - tetrahidroksocinkate. Složeni ioni navedeni su u uglatim zagradama formula tih tvari.

Kemijska svojstva natrijeva tetrahidroksoaluminata Na i natrijeva tetrahidroksocinkata Na 2:

1. Kao i svi složeni spojevi, gornje tvari disociraju:

• Na → Na + + - ;
• Na 2 → 2Na + + - .

Imajte na umu da daljnja disocijacija kompleksnih iona nije moguća.

2. U reakcijama s viškom jakih kiselina stvaraju dvije soli. Razmotrite reakciju natrijeva tetrahidroksoaluminata s razrijeđenom otopinom klorovodika:

• Na + 4HCl→ Al Cl3 + Na Cl + H2O.

Vidimo nastanak dviju soli: aluminijevog klorida, natrijevog klorida i vode. Slična reakcija će se dogoditi u slučaju natrijevog tetrahidroksocinkata.

3. Ako jaka kiselina nije dovoljna, recimo umjesto 4 HCl Uzeli smo 2 HCl tada sol tvori najaktivniji metal, u ovom slučaju natrij je aktivniji, što znači da nastaje natrijev klorid, a nastali aluminijev i cink hidroksid će se istaložiti. Razmotrimo ovaj slučaj u jednadžbi reakcije s natrijev tetrahidroksocinkat:

Na 2 + 2HCl→ 2Na Cl + Zn (OH) 2 ↓ +2H2O.

a) dobiti razlog.

1) Uobičajena metoda za dobivanje baza je reakcija izmjene, kojom se mogu dobiti i netopljive i topive baze:

CuSO 4 + 2 KOH \u003d Cu (OH) 2  + K 2 SO 4,

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaCO 3 .

Kada se ovom metodom dobiju topljive baze, taloži se netopljiva sol.

2) Alkalije se također mogu dobiti interakcijom alkalijskih i zemnoalkalijskih metala ili njihovih oksida s vodom:

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2,

SrO + H2O \u003d Sr (OH) 2.

3) Alkalije u tehnologiji obično se dobivaju elektrolizom vodenih otopina klorida:

b)kemijskiosnovna svojstva.

1) Najkarakterističnija reakcija baza je njihova interakcija s kiselinama – reakcija neutralizacije. Uključuje i lužine i netopljive baze:

NaOH + HNO 3 \u003d NaNO 3 + H 2 O,

Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 \u003d SuSO 4 + 2 H 2 O.

2) Gore je pokazano kako lužine međusobno djeluju s kiselim i amfoternim oksidima.

3) Kada lužine stupaju u interakciju s topivim solima, nastaju nova sol i nova baza. Takva reakcija ide do kraja tek kada se barem jedna od dobivenih tvari istaloži.

FeCl 3 + 3 KOH \u003d Fe (OH) 3  + 3 KCl

4) Zagrijavanjem se većina baza, s izuzetkom hidroksida alkalnih metala, raspada u odgovarajući oksid i vodu:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe 2 O 3 + 3 H 2 O,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O.

KISELINA - složene tvari čije se molekule sastoje od jednog ili više atoma vodika i kiselinskog ostatka. Sastav kiselina može se izraziti opća formula H x A, gdje je A kiselinski ostatak. Atomi vodika u kiselinama mogu se zamijeniti ili zamijeniti atomima metala, te nastaju soli.

Ako kiselina sadrži jedan takav atom vodika, onda je to jednobazna kiselina (HCl - solna, HNO 3 - dušična, HClO - hipoklorna, CH 3 COOH - octena); dva atoma vodika - dibazične kiseline: H 2 SO 4 - sumporna, H 2 S - sumporovodik; tri atoma vodika su trobazična: H 3 PO 4 - ortofosforni, H 3 AsO 4 - ortoarsenski.

Ovisno o sastavu kiselinskog ostatka, kiseline se dijele na anoksične (H 2 S, HBr, HI) i one koje sadrže kisik (H 3 PO 4, H 2 SO 3, H 2 CrO 4). U molekulama kiselina koje sadrže kisik atomi vodika povezani su preko kisika sa središnjim atomom: H - O - E. Nazivi kiselina bez kisika tvore se od korijena ruskog naziva nemetala, povezujući samoglasnik - oko- i riječi "vodik" (H 2 S - sumporovodik). Imena kiselina koje sadrže kisik daju se na sljedeći način: ako je nemetal (rjeđe metal), koji je dio kiselinskog ostatka, u najviši stupanj oksidacije, tada se sufiksi dodaju korijenu ruskog naziva elementa -n-, -ev-, ili - ov- a zatim završetak -i ja-(H 2 SO 4 - sumporni, H 2 CrO 4 - krom). Ako je oksidacijsko stanje središnjeg atoma niže, tada se koristi sufiks -ist-(H 2 SO 3 - sumporast). Ako nemetal tvori niz kiselina, koriste se i drugi sufiksi (HClO - klor ovatist aya, HClO 2 - klor ist aya, HClO 3 - klor jajolik aya, HClO 4 - klor n i ja).

IZ
sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije, kiseline su elektroliti koji disociraju u vodenoj otopini uz stvaranje samo vodikovih iona kao kationa:

N x A xN + + A x-

Prisutnost H + -iona je posljedica promjene boje indikatora u kiselim otopinama: lakmus (crvena), metil narančasta (ružičasta).

Dobivanje i svojstva kiselina

a) dobivanje kiselina.

1) Anoksične kiseline mogu se dobiti izravnim spajanjem nemetala s vodikom i zatim otapanjem odgovarajućih plinova u vodi:

2) Kiseline koje sadrže kisik često se mogu dobiti reakcijom kiselinskih oksida s vodom.

3) I kiseline bez kisika i kiseline koje sadrže kisik mogu se dobiti reakcijama izmjene između soli i drugih kiselina:

VaVr 2 + H 2 SO 4 = VaSO 4  + 2 HBr,

CuSO 4 + H 2 S \u003d H 2 SO 4 + CuS ,

FeS + H 2 SO 4 (razb.) \u003d H 2 S  + FeSO 4,

NaCl (krutina) + H 2 SO 4 (konc.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) U nekim slučajevima, redoks reakcije se mogu koristiti za dobivanje kiselina:

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O \u003d 3H 3 RO 4 + 5NO 

b ) kemijska svojstva kiselina.

1) Kiseline međusobno djeluju s bazama i amfoternim hidroksidima. U ovom slučaju, praktički netopljive kiseline (H 2 SiO 3, H 3 BO 3) mogu reagirati samo s topivim alkalijama.

H2SiO3 + 2NaOH \u003d Na2SiO3 + 2H2O

2) Interakcija kiselina s baznim i amfoternim oksidima je raspravljena gore.

3) Međudjelovanje kiselina sa solima je reakcija izmjene uz nastanak soli i vode. Ova reakcija ide do kraja ako je proizvod reakcije netopljiva ili hlapljiva tvar ili slab elektrolit.

Ni 2 SiO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 SiO 3

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 

4) Međudjelovanje kiselina s metalima je redoks proces. Reducirajuće sredstvo je metal, oksidacijsko sredstvo su vodikovi ioni (neoksidirajuće kiseline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 (razrijeđena), H 3 PO 4) ili anion kiselinskog ostatka (oksidirajuće kiseline: H 2 SO 4 (konc), HNO 3 (konc i razb.)). Reakcijski produkti interakcije neoksidirajućih kiselina s metalima u nizu napona do vodika su sol i plinoviti vodik:

Zn + H 2 SO 4 (razb) \u003d ZnSO 4 + H 2 

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksidirajuće kiseline stupaju u interakciju s gotovo svim metalima, uključujući one s niskom aktivnošću (Cu, Hg, Ag), pri čemu nastaju produkti redukcije kiselih aniona, sol i voda:

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) \u003d CuSO 4 + SO 2  + 2 H 2 O,

Pb + 4HNO 3 (konc) \u003d Pb (NO 3) 2 + 2NO 2  + 2H 2 O

AMFOTERNI HIDROKSID pokazuju kiselinsko-bazni dualitet: s kiselinama reagiraju kao baze:

2Cr(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

a s bazama - kao kiseline:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reakcija se odvija u alkalnoj otopini);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H 2 O (reakcija se odvija između čvrstih tvari tijekom fuzije).

Amfoterni hidroksidi tvore soli s jakim kiselinama i bazama.

Kao i drugi netopljivi hidroksidi, amfoterni hidroksidi se zagrijavanjem razlažu na oksid i vodu:

Be (OH) 2 \u003d BeO + H 2 O.

SOL- ionski spojevi koji se sastoje od kationa metala (ili amonija) i aniona kiselinskih ostataka. Svaka se sol može smatrati proizvodom neutralizacije baze s kiselinom. Ovisno o omjeru u kojem se uzimaju kiselina i baza, dobivaju se soli: srednji(ZnSO 4, MgCl 2) - produkt potpune neutralizacije baze kiselinom, kiselo(NaHCO 3, KH 2 PO 4) - s viškom kiseline, glavni(CuOHCl, AlOHSO 4) - s viškom baze.

Imena soli prema međunarodnoj nomenklaturi tvore se od dvije riječi: imena kiselinskog aniona u nominativu i metalnog kationa u genitivu, označavajući stupanj njegove oksidacije, ako je promjenjiv, rimskim brojem u zagrade. Na primjer: Cr 2 (SO 4) 3 - kromov (III) sulfat, AlCl 3 - aluminijev klorid. Imena kiselih soli tvore se dodavanjem riječi hidro- ili dihidro-(ovisno o broju atoma vodika u hidroanionu): Ca (HCO 3) 2 - kalcijev bikarbonat, NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogenfosfat. Imena osnovnih soli tvore se dodavanjem riječi hidrokso- ili dihidroksi-: (AlOH)Cl 2 - aluminijev hidroksoklorid, 2 SO 4 - kromov (III) dihidroksosulfat.

Dobivanje i svojstva soli

a ) kemijska svojstva soli.

1) Međudjelovanje soli s metalima je redoks proces. Istovremeno, metal lijevo u elektrokemijskom nizu napona istiskuje iz otopina njihovih soli sljedeće:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Alkalijski i zemnoalkalijski metali ne koristi se za dobivanje drugih metala iz vodene otopine njihove soli, dok stupaju u interakciju s vodom, istiskujući vodik:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2  + 2NaOH.

2) O interakciji soli s kiselinama i alkalijama raspravljalo se gore.

3) Međusobno djelovanje soli u otopini odvija se nepovratno samo ako je jedan od proizvoda slabo topljiva tvar:

BaCl 2 + Na 2 SO 4 \u003d BaSO 4  + 2NaCl.

4) Hidroliza soli - izmjenična razgradnja nekih soli s vodom. Hidroliza soli bit će detaljno obrađena u temi "elektrolitička disocijacija".

b) načini dobivanja soli.

U laboratorijskoj praksi obično se koriste sljedeće metode dobivanja soli, koje se temelje na kemijskim svojstvima različitih klasa spojeva i jednostavnih tvari:

1) Međudjelovanje metala s nemetalima:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Međudjelovanje metala s otopinama soli:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Međudjelovanje metala s kiselinama:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Međudjelovanje kiselina s bazama i amfoternim hidroksidima:

3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + 3H2O.

5) Međudjelovanje kiselina s bazičnim i amfoternim oksidima:

2HNO3 + CuO \u003d Cu (NO3)2 + 2H2O.

6) Interakcija kiselina sa solima:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Interakcija lužina sa solima u otopini:

3KOH + FeCl 3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Međudjelovanje dviju soli u otopini:

NaCl + AgNO 3 \u003d NaNO 3 + AgCl.

9) Međudjelovanje lužina s kiselim i amfoternim oksidima:

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O.

10) Međusobno djelovanje oksida različite prirode:

CaO + CO 2 \u003d CaCO 3.

Soli se u prirodi nalaze u obliku minerala i stijena, u otopljenom stanju u vodi oceana i mora.