Örneklerle orta tuzların tipik reaksiyonları tablosu. Tuzların genel özellikleri

>> Kimya: Tuzlar, sınıflandırılması ve özellikleri

Tüm kimyasal bileşikler arasında tuzlar en çok sayıda madde sınıfıdır. Bunlar katılardır, renk ve suda çözünürlükleri birbirinden farklıdır.

tuz metal iyonları ve asit kalıntı iyonlarından oluşan bir kimyasal bileşikler sınıfıdır.

XIX yüzyılın başında. İsveçli kimyager I. Verzelius, tuzların tanımını, asitlerin bazlarla reaksiyon ürünleri veya bir asit içindeki hidrojen atomlarının bir metal ile değiştirilmesiyle elde edilen bileşikler olarak formüle etti. Bu temelde, tuzlar orta, asidik ve bazik olarak ayırt edilir.

Orta veya normal- bunlar, bir asit içindeki hidrojen atomlarının bir metal ile tamamen değiştirilmesinin ürünleridir.

Bu tuzlarla zaten aşinasınız ve isimlendirmelerini biliyorsunuz. Örneğin:

Na2CO3 - sodyum karbonat, СuSO4 - bakır (II) sülfat, vb.

Bu tür tuzlar, asit kalıntısının metal katyonlarına ve anyonlarına ayrışır:

asit tuzları bir metal için bir asitte hidrojen atomlarının eksik ikamesinin ürünleridir.

Asit tuzları, örneğin, soda içmek bir metal katyon ve bir asit tek yüklü HCO3 kalıntısından oluşan. Asidik bir kalsiyum tuzu için formül şu şekilde yazılır: Ca (HCO3) 2.

Bu tuzların adları, hidro kelimesinin eklenmesiyle birlikte tuz adlarından oluşur, örneğin:

Bazik tuzlar- bunlar, bir asit tortusu için bazdaki hidrokso gruplarının eksik ikamesi ürünleridir.

Örneğin, bu tür tuzlar, I. Bazhov'un hikayelerinde okuduğunuz ünlü malakit (CuOH)2 CO3'ü içerir. İki temel CuOH katyonundan ve asit kalıntısı CO 2-3'ün çift yüklü bir anyonundan oluşur.

CuOH+ katyonu +1'lik bir yüke sahiptir, bu nedenle molekülde bu tür iki katyon ve bir çift yüklü CO anyonu elektriksel olarak nötr bir tuz halinde birleştirilir.

Bu tür tuzların adları normal tuzlarla aynı olacaktır, ancak hidrokso- kelimesinin eklenmesiyle, örneğin (CuOH) 2 CO3 - bakır (II) hidroksokarbonat veya AlONCl2 - alüminyum hidroksoklorür. Bazik tuzların büyük çoğunluğu çözünmez veya çok az çözünür. İkincisi şu şekilde ayrılır:

Tipik tuz reaksiyonları

4. Tuz + metal -> başka bir tuz + başka bir metal.

İlk iki değişim reaksiyonu daha önce detaylı olarak tartışılmıştı.

Üçüncü reaksiyon da bir değişim reaksiyonudur. Tuz çözeltileri arasında akar ve buna bir mihenk taşı oluşumu eşlik eder, örneğin:

Tuzların dördüncü reaksiyonu, 1865'te metallerin tuz çözeltilerinden diğer metalleri yerinden etme yeteneğini inceleyen en büyük Rus kimyager N.N. Beketov'un adıyla ilişkilidir. Örneğin, tuzlarının bakır tu çözeltileri, magnezyum, alüminyum Al, çinko ve diğer metaller gibi metallerle yer değiştirebilir. Ancak cıva, gümüş Ag, altın Au bakırın yerini almaz, çünkü voltaj serisindeki atm metalleri bakırdan daha sağda bulunur. Ancak bakır, onları tuz çözeltilerinden uzaklaştırır:

H. Beketov, cıva ve gümüş tuzlarının çözeltileri üzerinde basınç altında gaz halindeki hidrojen ile hareket ederek, bir hidrojen atomunda, diğer bazı metaller gibi, cıva ve gümüşü tuzlarından uzaklaştırdığını buldu.

Metalleri düzenlerken, tuz çözeltilerinde birbirlerinin yerini alma yetenekleriyle de hidrojenim var. Beketov bir numara yaptı. buna metallerin üreme serisi adını verdi. Daha sonra (1802, V. Nerist tarafından), Veketov yer değiştirme serisinin, metallerin ve hidrojenin (sağda) indirgenme sırasına göre ve metal iyonlarının molar konsantrasyonunun 1'e eşit olduğu azalan sırayla yer aldığı seriyle pratik olarak çakıştığı kanıtlandı. mol/l. Bu seriye metal gerilmelerin elektrokimyasal serisi denir. Asitlerin metallerle etkileşimini düşündüğünüzde ve hidrojenin solunda bulunan metallerin asit çözeltileriyle etkileşime girdiğini öğrendiğinizde bu seriyle zaten tanışmışsınızdır. Bu, bir dizi gerilimin ilk koşuludur ve daha önce bahsettiğimiz bir dizi koşula bağlı olarak karşılanır.

Voltaj serisinin ikinci kuralı şudur: Her metal, voltaj serisinde sağında bulunan diğer tüm metalleri tuz çözeltilerinden uzaklaştırır. Bu kural, aşağıdaki koşullar karşılandığında da gözlenir:

a) her iki tuz da (hem reaksiyona giren hem de reaksiyon sonucunda oluşan) çözünür olmalıdır;
b) metaller su ile etkileşime girmemelidir, bu nedenle grup I ve II'nin ana alt gruplarının metalleri (ikincisi için Ca ile başlar) tuz çözeltilerinde diğer metallerin yerini almaz.

1. Tuzlar orta (normal), asidik ve baziktir.

2. Çeşitli tuz gruplarının ayrışması.

3. Normal tuzların tipik özellikleri: asitler, alkaliler, diğer tuzlar ve metallerle etkileşimleri.

4. Metallerde bir dizi gerilme için iki kural.

5. Tuzların metallerle reaksiyonu için koşullar.

Çözeltilerde meydana gelen olası reaksiyonların moleküler denklemlerini tamamlayın ve karşılık gelen iyonik denklemleri yazın:

Reaksiyon gerçekleştirilemiyorsa nedenini açıklayınız.

980 g %5'lik bir yabani ot asidi çözeltisine, fazla miktarda bir baryum nitrat çözeltisi ilave edildi. Çökeltinin kütlesini bulun.

Hepsinin tepkilerini yazın olası yollar demir sülfat elde etmek (II).

Tuzların isimlerini verin.

Kimya dersi için benzetmeler, 8. sınıf kimya dersi için resimler, okul çocukları için denemeler

tuz - bunlar bir (birkaç) metal atomundan (veya daha karmaşık katyonik gruplar, örneğin amonyum grupları NH 4 +, hidroksillenmiş gruplar Me (OH)) oluşan karmaşık maddelerdir. n m+ ) ve bir (birkaç) asit kalıntısı. Tuzların genel formülü Ben n ANCAK m burada A asit kalıntısıdır. Tuzlar (elektrolitik ayrışma açısından), sulu çözeltilerde metal katyonlarına (veya amonyum NH4 +) ve asit kalıntısının anyonlarına ayrışan elektrolitlerdir.

Sınıflandırma. Tuzun bileşimine göre ayrılır orta (normal ), Ekşi(hidrotuzları ), ana (hidroksosaltlar) , çift , karışık ve karmaşık(santimetre. masa).

Tablo - Bileşime göre tuzların sınıflandırılması

fiziksel özellikler. Tuzlar, suda farklı renklerde ve farklı çözünürlükte kristal maddelerdir.

Kimyasal özellikler

1) Ayrışma. Orta, çift ve karışık tuzlar tek adımda ayrışır. Asidik ve bazik tuzlarda ayrışma aşamalar halinde gerçekleşir.

NaCl Na + + Cl – .

KNaSO 4K + + 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+ + 4NH3 .

2) Göstergelerle etkileşim. Hidroliz sonucunda tuz çözeltilerinde H+ iyonları (asidik ortam) veya OH iyonları (alkali ortam) birikir. En az bir zayıf elektrolit tarafından oluşturulan çözünür tuzlar hidrolize uğrar. Bu tür tuzların çözeltileri göstergelerle etkileşime girer:

indikatör + H + (OH -) renkli bileşik.

AlCl3 + H20 AlOHCl 2 + HCl Al 3+ + H 2 O AlOH 2+ + H +

3) Isıtmada ayrışma. Isıtıldığında, bazı tuzlar metal oksit ve asit okside ayrışır:

CaCO3 CaO + CO2 ­ .

Oksijensiz asitlerin oli ile, ısıtıldıklarında basit maddelere ayrışabilirler:

2AgCl Ag + Cl2 .

Oksitleyici asitler tarafından oluşturulan tuzların ayrıştırılması daha zordur:

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

4) asitlerle etkileşim: Reaksiyon, tuzun daha zayıf veya uçucu bir asitten oluşması veya bir çökelti oluşması durumunda gerçekleşir..

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 ¯.

Asitlerin etkisi altındaki bazik tuzlar ortama geçer:

FeOHCl + HCl ® FeCl2 + H20.

Polibazik asitlerin oluşturduğu orta tuzlar, onlarla etkileşime girdiğinde asit tuzları oluşturur:

Na 2 SO 4 + H 2 SO 4 ® 2NaHSO 4.

5) Alkalilerle etkileşim. Tuzlar, katyonları çözünmeyen bazlara karşılık gelen alkalilerle reaksiyona girer. .

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

6) Birbiriyle etkileşim. Reaksiyon, çözünür tuzlar etkileşime girdiğinde ve bir çökelti oluştuğunda meydana gelir.

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

7) metallerle etkileşim. Bir dizi voltajdaki önceki her metal, bir sonrakini tuzunun çözeltisinden uzaklaştırır:

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) Elektroliz (doğrudan elektrik akımı ile ayrıştırma). Tuzlar, çözeltilerde elektrolize uğrar ve erir:

2NaCl + 2H20H2 + 2NaOH + Cl 2.

2NaCl eriyik 2Na + Cl2 .

9) Asit oksitlerle etkileşim.

CO 2 + Na 2 SiO 3 ® Na 2 CO 3 + SiO 2

Na 2 CO 3 + SiO 2 CO 2 ­ + Na2SiO3

Fiş. 1) Metallerin metal olmayanlarla etkileşimi:

2Na + Cl2 ® 2NaCl.

2) Bazik ve amfoterik oksitlerin asidik oksitlerle etkileşimi:

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

3) Bazik oksitlerin amfoterik oksitlerle etkileşimi:

Na 2 O + ZnO Na 2 ZnO 2.

4) Metallerin asitlerle etkileşimi:

2HCl + Fe ® FeCl 2 + H 2 .

5 ) Bazik ve amfoterik oksitlerin asitlerle etkileşimi:

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

6) Amfoterik oksitler ve hidroksitlerin alkalilerle etkileşimi:

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

Amfoterik oksit ile kaynaştığında: 2NaOH + ZnO Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Çözeltide: 2NaOH + Zn(OH) 2 ® Na 2 2OH – + Zn(OH) 2 ® 2–

Kaynaştığında: 2NaOH + Zn(OH) 2 Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O.

7) Metal hidroksitlerin asitlerle etkileşimi:

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) Asitlerin tuzlarla etkileşimi:

2HCl + Na2S® 2NaCl + H2 S­ .

9) Tuzların alkalilerle etkileşimi:

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

10) Tuzların birbirleriyle etkileşimi:

AgNO 3 + KCl ® AgCl ¯ + KNO 3 .

Los Angeles Yakovishin

KİMYADA BAZI REFERANS MALZEMELER

Temel özellikleri temel parçacıklar

Enerji seviyesindeki maksimum (en büyük) elektron sayısı aşağıdaki formülle belirlenebilir: 2n 2 , burada n seviye numarasıdır.

Basit maddeler

Ortama bağlı olarak göstergelerin rengini değiştirme

Çözündüğünde sülfürik asit ihtiyaç suya ince bir akıntıya dökün ve karıştırın.

tuz terminolojisi

Kalsiyum karbonat CaCO3, deniz hayvanlarının (yumuşakçalar, kerevit, protozoa) kabuklarını oluşturduğu suda çözünmeyen bir tuzdur; kalsiyum fosfat Ca3(PO4)2, fosforit ve apatit minerallerinin temeli olan suda çözünmeyen bir tuzdur.

ile maddeler atomik kristal kafes: kristal hırsız, silikon ve germanyum ve ayrıca karmaşık maddeler, örneğin silikon oksit (IV) - SiO2: silika, kuvars, kum, kaya kristali.

Moleküler kristal kafes: HCl, H2O polar bağları; N2, O3 - polar olmayan bağlar; katı su-buz, katı karbon monoksit (IV) - “kuru buz”, katı hidrojen klorür ve hidrojen sülfür, bir- (soy gazlar), iki- (H2, O2, Cl2, I2), üç- tarafından oluşturulan katı basit maddeler (O3 ), dört- (P4), sekiz atomlu (S8) moleküller.

Kimyasal analiz - karışımların bileşiminin belirlenmesi.

Yüksek saflıkta maddeler- belirli özelliklerini etkileyen safsızlıkların içeriğinin yüzde yüz binde birini ve hatta milyonda birini geçmediği maddeler.

Bazı fiziko-kimyasal büyüklüklerin oranı ve birimleri

asit sınıflandırması

Tipik asit reaksiyonları

1. Asit + baz = tuz + su (değişim reaksiyonu)

2. Asit + metal oksit \u003d tuz + su (değişim reaksiyonu)

3. Asit + metal \u003d tuz + hidrojen (ikame reaksiyonu)

4. Asit + tuz \u003d yeni asit + yeni tuz (değişim reaksiyonu)

Temel sınıflandırma

Tipik baz reaksiyonları

1. Baz + asit \u003d tuz + su (değişim reaksiyonu)

2. Baz + metal olmayan oksit \u003d tuz + su (değişim reaksiyonu)

3. Alkali + tuz \u003d yeni baz + yeni tuz (değişim reaksiyonu)

Çözünmeyen bazlar, alkaliler için tipik olmayan metal oksit ve suya ısıtıldığında ayrışır, örneğin: Fe (OH) 2 \u003d FeO + su

Bazik oksitlerin tipik reaksiyonları

1. Bazik oksit + asit \u003d tuz + su (değişim reaksiyonu)

2. Bazik oksit + asit oksit = tuz (bileşik reaksiyon)

3. Bazik oksit + su = alkali (bileşik reaksiyon). Bu reaksiyon, çözünür bir baz oluşursa gerçekleşir - bir alkali. Örneğin, CuO + su - reaksiyon ilerlemez, çünkü bakır (II) hidroksit çözünmeyen bir bazdır.

Asit oksitlerin tipik reaksiyonları

1. Asit oksit + baz \u003d tuz + su (değişim reaksiyonu)

2. Asit oksit + bazik oksit = tuz (bileşik reaksiyon)

3. Asit oksit + su = asit (bileşik reaksiyonu). Bu reaksiyon, asit oksit suda çözünürse mümkündür. Örneğin: silikon oksit (IV) pratik olarak su ile etkileşime girmez.

Tipik tuz reaksiyonları

1. Tuz + asit \u003d başka bir tuz + başka bir asit (değişim reaksiyonu)

2. Tuz + alkali \u003d başka bir tuz + başka bir baz (değişim reaksiyonu)

3. Tuz 1 + tuz 2 \u003d tuz 3 + tuz 4 (değişim reaksiyonu: reaksiyona iki tuz girer, bunun sonucunda iki başka tuz elde edilir)

4. Tuz + metal \u003d başka bir tuz + başka bir metal (ikame reaksiyonu), metalin elektrokimyasal metal voltaj serisindeki konumunu görmeniz gerekir.

Metal stres serisi kuralları

1. Hidrojenin solunda bulunan metaller asit çözeltileri ile etkileşime girer. Bu, metallerin diğer metalleri tuz çözeltilerinden uzaklaştırma kabiliyetine kadar uzanır. Örneğin bakır, tuzlarının çözeltilerinden magnezyum, alüminyum, çinko ve diğer metaller gibi metallerle yer değiştirebilir. Ama cıva, gümüş, altın bakırın yerini tutmaz çünkü. bu metaller, gerilim serilerinde bakırdan daha sağda bulunur. Ancak bakır, onları tuz çözeltilerinden uzaklaştırır.

Metallerin asit çözeltileri ile etkileşimi üzerine bir dizi metal voltajının ilk kuralı, herhangi bir konsantrasyondaki konsantre sülfürik asit ve nitrik asit için geçerli değildir: bu asitler, hidrojenden önce ve sonra bir dizi voltajda olan metallerle etkileşime girer, kükürt okside (IV ), NO, vb. indirgenirken. Örneğin seyreltik nitrik asit bakır ile reaksiyona girdiğinde bakır (II) nitrat, nitrik oksit (II) ve su elde edilir.

2. Her metal, bir dizi voltajda sağında bulunan tuz çözeltilerinden diğer metalleri yer değiştirir. Bu kural, aşağıdaki koşullar karşılandığında gözlenir:

Her iki tuz da (reaksiyon öncesi ve sonrası - reaksiyona giren ve oluşan) çözünür olmalıdır;

Metaller su ile etkileşime girmemelidir, bu nedenle, grup I ve II'nin ana alt gruplarının metalleri (ikincisi için kalsiyum ile başlayarak) diğer metalleri tuz çözeltilerinden değiştirmez.

redoks reaksiyonları

İndirgeyici ajan - atomlar, iyonlar, moleküller, vermek elektronlar.

En önemli indirgeyici ajanlar: metaller; hidrojen; kömür; karbon monoksit (II) CO; hidrojen sülfit; amonyak; hidroklorik asit, vb.

Atomlar, iyonlar ve moleküller tarafından elektron verme işlemi oksidasyondur.

Oksitleyici ajan - atomlar, iyonlar, moleküller, ev sahibi elektronlar.

En önemli oksitleyiciler: halojenler; nitrik ve sülfürik asitler; potasyum permanganat, vb.

Elektronları atomlara, iyonlara ve moleküllere bağlama işlemi geri kazanımdır.

Video dersi 1: İnorganik tuzların sınıflandırılması ve isimlendirilmesi

Video dersi 2: İnorganik tuzlar elde etme yöntemleri. Tuzların kimyasal özellikleri

Ders: Tuzların karakteristik kimyasal özellikleri: orta, asidik, bazik; kompleks (alüminyum ve çinko bileşikleri örneğinde)

tuz- bunlar metal katyonlarından (veya amonyum) ve asidik kalıntılardan oluşan kimyasal bileşiklerdir.

Tuzlar ayrıca bir asit ve bir bazın etkileşiminin bir ürünü olarak düşünülmelidir. Bu etkileşim sonucunda aşağıdakiler oluşturulabilir:

normal (orta),

• bazik tuzlar.

normal tuzlar asit ve baz miktarı tam etkileşim için yeterli olduğunda oluşur. Örneğin:

H 3 RO 4 + 3KOH → K 3 RO 4 + 3H 2 O.

Normal tuzların isimleri iki kısımdan oluşur. Önce anyon (asit kalıntısı), sonra katyon denir. Örneğin: sodyum klorür - NaCl, demir (III) sülfat - Fe 2 (SO 4) 3, potasyum karbonat - K 2 CO 3, potasyum fosfat - K 3 PO 4, vb.

asit tuzları fazla asit ve yetersiz miktarda alkali ile oluşur, çünkü bu durumda asit molekülünde bulunan tüm hidrojen katyonlarının yerini alacak yeterli metal katyonu yoktur. Örneğin:

H3 RO4 + 2KOH \u003d K2HRO4 + 2H20;

H 3 RO 4 + KOH \u003d KN 2 RO 4 + H20.

Bu tür tuzun asit kalıntılarının bir parçası olarak her zaman hidrojen göreceksiniz. Asit tuzları polibazik asitler için her zaman mümkündür, ancak monobazik asitler için mümkün değildir.

Asit tuzlarının isimleri ön eklidir. hidro anyon için. Örneğin: demir (III) hidrojen sülfat - Fe (HSO 4) 3, potasyum bikarbonat - KHC03, potasyum hidrojen fosfat - K2 HPO 4, vb.

Bazik tuzlar fazla baz ve yetersiz miktarda asit ile oluşturulur, çünkü bu durumda asit kalıntılarının anyonları, bazda bulunan hidrokso gruplarını tamamen değiştirmek için yeterli değildir. Örneğin:

Cr(OH) 3 + HNO3 → Cr(OH)2NO3 + H20;

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

Böylece katyonların bileşimindeki bazik tuzlar hidrokso grupları içerir. Poliasit bazlar için bazik tuzlar mümkündür, ancak monoasit olanlar için mümkün değildir. Bazı bazik tuzlar, suyu serbest bırakırken, bazik tuzların özelliklerine sahip oksosaltları oluştururken kendi başlarına ayrışabilir. Örneğin:

Sb(OH)2Cl → SbOCl + H20;

Bi(OH) 2 NO 3 → BiONO 3 + H 2 O.

Bazik tuzların adı şu şekilde oluşturulmuştur: anyona önek eklenir hidrokso-. Örneğin: demir (III) hidroksülfat - FeOHSO 4, alüminyum hidroksülfat - AlOHSO 4, demir (III) dihidroksoklorür - Fe (OH) 2 Cl, vb.

Katı bir agregasyon halinde olan birçok tuz kristalli hidratlardır: CuSO4.5H2O; Na2CO3.10H2O vb.

Tuzların kimyasal özellikleri

Tuzlar, katyonlar ve anyonlar arasında iyonik bir bağa sahip oldukça katı kristal maddelerdir. Tuzların özellikleri metaller, asitler, bazlar ve tuzlarla etkileşimlerinden kaynaklanmaktadır.

Normal tuzların tipik reaksiyonları

Metallerle iyi reaksiyona girerler. Aynı zamanda, daha aktif metaller, daha az aktif olanları tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır. Örneğin:

Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu;

Cu + Ag 2 SO 4 → CuSO 4 + 2Ag.

Asitler, alkaliler ve diğer tuzlarla, bir çökelti, gaz veya zayıf ayrışmış bileşiklerin oluşması şartıyla reaksiyonlar tamamlanır. Örneğin, tuzların asitlerle reaksiyonlarında hidrojen sülfür H2S gibi maddeler oluşur - gaz; baryum sülfat BaS04 - çökelti; asetik asit CH3COOH, zayıf bir elektrolit, düşük ayrışmalı bir bileşiktir. İşte bu reaksiyonlar için denklemler:

K 2 S + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + H 2 S;

BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl;

CH3COONa + HCl → NaCl + CH3COOH.

Tuzların alkalilerle reaksiyonlarında, nikel (II) hidroksit Ni (OH) 2 gibi maddeler oluşur - bir çökelti; amonyak NH3 - gaz; su H 2 O zayıf bir elektrolittir, düşük ayrışmalı bir bileşiktir:

NiCl 2 + 2KOH → Ni(OH) 2 + 2KCl;

NH4Cl + NaOH → NH3 + H20 + NaCl.

Bir çökelti oluşursa, tuzlar birbirleriyle reaksiyona girer:

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

Veya daha kararlı bir bileşiğin oluşması durumunda:

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

Bu reaksiyonda, tuğla kırmızısı gümüş kromat, kromattan daha çözünmez bir çökelti olması nedeniyle siyah gümüş sülfür üretir.

Çoğu normal tuz, ısıtıldığında iki oksit (asidik ve bazik) oluşturmak üzere ayrışır:

CaCO 3 → CaO + CO2.

Nitratlar, diğer normal tuzlardan farklı bir şekilde ayrışır. Isıtıldığında, alkali ve toprak alkali metal nitratlar oksijeni serbest bırakır ve nitritlere dönüşür:

2NaNO 3 → 2NaNO 2 + O 2.

Hemen hemen tüm diğer metallerin nitratları oksitlere ayrışır:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2 .

Bazı ağır metallerin nitratları (gümüş, cıva vb.) metallere ısıtıldığında ayrışır:

2AgNO 3 → 2Ag + 2NO 2 + O 2.

Erime noktasına (170 ° C) kadar, aşağıdaki denkleme göre kısmen ayrışan amonyum nitrat tarafından özel bir pozisyon işgal edilir:

NH 4 NO 3 → NH 3 + HNO 3.

170 - 230 ° C sıcaklıklarda, denkleme göre:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

230 ° C'nin üzerindeki sıcaklıklarda - denkleme göre bir patlama ile:

2NH 4 NO 3 → 2N 2 + O 2 + 4H 2 O.

Amonyum klorür NH 4 Cl, amonyak ve hidrojen klorür oluşturmak üzere ayrışır:

NH4Cl → NH3 + HCl.

Asit tuzlarının tipik reaksiyonları

Hayır CO3+ Na ey→ Na2 CO3+ H2O.

NaHC03 + Li ey → Li NaCO3+ H2O.

tipik reaksiyonlar ana tuzlar

Cu( ey)Cl + H Cl → Cu Cl 2 + H2O.

Cu( ey)Cl + HBr → Cu Br Cl+ H2O.

karmaşık tuzlar

karmaşık bağlantı- kristal kafes düğümlerinde kompleks iyonlar içeren bir bileşik.

Alüminyum - tetrahidroksoalüminatların ve çinko - tetrahidroksozinkatların karmaşık bileşiklerini düşünün. Kompleks iyonlar, bu maddelerin formüllerinde köşeli parantez içinde belirtilmiştir.

Sodyum tetrahidroksoalüminat Na ve sodyum tetrahidroksozinkat Na 2'nin kimyasal özellikleri:

1. Tüm karmaşık bileşikler gibi, yukarıdaki maddeler de ayrışır:

• Na → Na + + - ;
• Na2 → 2Na + + - .

Karmaşık iyonların daha fazla ayrışmasının mümkün olmadığını unutmayın.

2. Aşırı güçlü asitlerle reaksiyonlarda iki tuz oluştururlar. Sodyum tetrahidroksoalüminatın seyreltik bir hidrojen klorür çözeltisi ile reaksiyonunu düşünün:

• Na + 4HCl→ Al Cl3 + Na Cl + H2O.

İki tuzun oluşumunu görüyoruz: alüminyum klorür, sodyum klorür ve su. Sodyum tetrahidroksozinkat durumunda da benzer bir reaksiyon meydana gelecektir.

3. Güçlü bir asit yeterli değilse yerine diyelim 4 HCl Aldık 2 HCl daha sonra tuz en aktif metali oluşturur, bu durumda sodyum daha aktiftir, bu da sodyum klorürün oluştuğu ve sonuçta oluşan alüminyum ve çinko hidroksitlerin çökeceği anlamına gelir. Bu durumu reaksiyon denkleminde ele alalım. sodyum tetrahidroksozinkat:

Na2 + 2HCl→ 2Na Cl + çinko (OH) 2 ↓ +2H2O.

a) bir sebep bulmak.

1) Bazları elde etmek için yaygın bir yöntem, hem çözünmeyen hem de çözünür bazların elde edilebildiği değişim reaksiyonudur:

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

K 2 CO 3 + Ba (OH) 2 \u003d 2KOH + VaC03 .

Bu yöntemle çözünür bazlar elde edildiğinde, çözünmeyen bir tuz çökelir.

2) Alkaliler ayrıca alkali ve toprak alkali metallerin veya bunların oksitlerinin su ile etkileşimi ile de elde edilebilir:

2Li + 2H20 \u003d 2LiOH + H2,

SrO + H20 \u003d Sr (OH) 2.

3) Teknolojideki alkaliler genellikle sulu klorür çözeltilerinin elektrolizi ile elde edilir:

b)kimyasaltemel özellikler.

1) Bazların en karakteristik reaksiyonu asitlerle etkileşimleridir - nötralizasyon reaksiyonu. Hem alkalileri hem de çözünmeyen bazları içerir:

NaOH + HNO3 \u003d NaNO3 + H20,

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

2) Yukarıda alkalilerin asidik ve amfoterik oksitlerle nasıl etkileştiği gösterilmiştir.

3) Alkaliler çözünür tuzlarla etkileşime girdiğinde yeni bir tuz ve yeni bir baz oluşur. Böyle bir reaksiyon, ancak ortaya çıkan maddelerden en az biri çöktüğünde tamamlanır.

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

4) Isıtıldığında, alkali metal hidroksitler hariç çoğu baz, karşılık gelen oksit ve suya ayrışır:

2 Fe (OH) 3 \u003d Fe203 + 3 H20,

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H20.

ASİT - molekülleri bir veya daha fazla hidrojen atomu ve bir asit kalıntısından oluşan karmaşık maddeler. Asitlerin bileşimi ifade edilebilir Genel formül H x A, burada A bir asit kalıntısıdır. Asitlerdeki hidrojen atomları, metal atomları ile değiştirilebilir veya değiştirilebilir ve tuzlar oluşur.

Asit böyle bir hidrojen atomu içeriyorsa, o zaman bir monobazik asittir (HCl - hidroklorik, HNO3 - nitrik, HClO - hipokloröz, CH3COOH - asetik); iki hidrojen atomu - dibazik asitler: H2S04 - sülfürik, H2S - hidrojen sülfür; üç hidrojen atomu tribaziktir: H3P04 - ortofosforik, H3 AsO4 - ortoarseniktir.

Asit kalıntısının bileşimine bağlı olarak, asitler anoksik (H2S, HBr, HI) ve oksijen içeren (H3P04, H2SO3, H2CrO 4) olarak ayrılır. Oksijen içeren asitlerin moleküllerinde, hidrojen atomları oksijen yoluyla merkezi atoma bağlanır: H - O - E. Oksijensiz asitlerin adları, metal olmayan Rus adının kökünden oluşur, bağlantı sesli harf - hakkında- ve "hidrojen" kelimeleri (H2S - hidrojen sülfür). Oksijen içeren asitlerin adları şu şekilde verilir: asit kalıntısının bir parçası olan bir metal olmayan (daha az sıklıkla bir metal) en yüksek derece oksidasyon, daha sonra elementin Rusça adının köküne son ekler eklenir -n-, -ev-, veya - yumurta ve sonra biten -ve ben-(H 2 SO 4 - sülfürik, H 2 CrO 4 - krom). Merkez atomun oksidasyon durumu daha düşükse, sonek kullanılır. -ist-(H2S03 - kükürtlü). Bir metal olmayan bir dizi asit oluşturuyorsa, diğer son ekler de kullanılır (HClO - klor yumurtacı aya, HClO 2 - klor ist aya, HClO 3 - klor oval aya, HClO 4 - klor n ve ben).

İTİBAREN
elektrolitik ayrışma teorisi açısından asitler, sulu bir çözeltide sadece katyon olarak hidrojen iyonlarının oluşumu ile ayrışan elektrolitlerdir:

N x A xN + + A x-

H + -iyonlarının varlığı, asit çözeltilerindeki göstergelerin rengindeki bir değişiklikten kaynaklanır: turnusol (kırmızı), metil turuncu (pembe).

Asitlerin hazırlanması ve özellikleri

a) asit elde etmek.

1) Anoksik asitler, metal olmayanları hidrojenle doğrudan birleştirerek ve ardından karşılık gelen gazları suda çözerek elde edilebilir:

2) Oksijen içeren asitler genellikle asit oksitlerin su ile reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilir.

3) Hem oksijensiz hem de oksijen içeren asitler, tuzlar ve diğer asitler arasındaki değişim reaksiyonları ile elde edilebilir:

ВаВr 2 + H 2 SO 4 = ВаВr 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 (katı) + H2S04 (kons.) \u003d HCl  + NaHSO 4,

AgNO 3 + HCl \u003d AgCl  + HNO 3,

4) Bazı durumlarda, asitleri elde etmek için redoks reaksiyonları kullanılabilir:

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

b ) asitlerin kimyasal özellikleri.

1) Asitler, bazlar ve amfoterik hidroksitlerle etkileşir. Bu durumda, pratik olarak çözünmeyen asitler (H2SiO3, H3BO3) sadece çözünür alkalilerle reaksiyona girebilir.

H 2 SiO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 2 O

2) Asitlerin bazik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi yukarıda tartışılmıştır.

3) Asitlerin tuzlarla etkileşimi, tuz ve su oluşumu ile bir değişim reaksiyonudur. Reaksiyon ürünü, çözünmeyen veya uçucu bir madde veya zayıf bir elektrolit ise, bu reaksiyon tamamlanır.

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) Asitlerin metallerle etkileşimi bir redoks işlemidir. İndirgeyici madde bir metaldir, oksitleyici madde hidrojen iyonlarıdır (oksitleyici olmayan asitler: HCl, HBr, HI, H2S04 (seyreltik), H3P04) veya asit kalıntısının bir anyonudur (oksitleyici asitler: H 2 S04 (konsantre), HNO3(konsantre ve dil)). Oksitleyici olmayan asitlerin hidrojene kadar olan voltaj serilerinde metallerle etkileşiminin reaksiyon ürünleri, tuz ve gaz halinde hidrojendir:

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

Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 

Oksitleyici asitler, düşük aktiviteli olanlar (Cu, Hg, Ag) dahil olmak üzere hemen hemen tüm metallerle etkileşime girerken, asit anyon indirgeme ürünleri, tuz ve su oluşur:

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

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

AMFOTERİK HİDROKSİTLER asit-baz ikiliği sergilerler: asitlerle baz olarak reaksiyona girerler:

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

ve bazlarla - asitler olarak:

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d Na (reaksiyon bir alkali çözeltide gerçekleşir);

Cr (OH) 3 + NaOH \u003d NaCrO 2 + 2H20 (reaksiyon, füzyon sırasında katılar arasında ilerler).

Amfoterik hidroksitler, güçlü asitler ve bazlarla tuzlar oluşturur.

Diğer çözünmeyen hidroksitler gibi, amfoterik hidroksitler de ısıtıldığında oksit ve suya ayrışır:

(OH) 2 \u003d BeO + H20 Olun.

TUZ- metal katyonlarından (veya amonyum) ve asit kalıntılarının anyonlarından oluşan iyonik bileşikler. Herhangi bir tuz, bir bazın bir asit ile nötralizasyonunun ürünü olarak düşünülebilir. Asit ve bazın alındığı orana bağlı olarak tuzlar elde edilir: orta(ZnSO 4, MgCl 2) - bazın asit ile tamamen nötralizasyonunun ürünü, Ekşi(NaHC03, KH2PO 4) - fazla asit ile, ana(CuOHCl, AlOHSO 4) - fazla baz ile.

Uluslararası terminolojiye göre tuzların adları iki kelimeden oluşur: yalın durumda asit anyonunun adları ve genel durumda metal katyonunun adları, değişken ise, içinde bir Roma rakamı ile oksidasyon derecesini gösterir. parantez. Örneğin: Cr 2 (SO 4) 3 - krom (III) sülfat, AlCl 3 - alüminyum klorür. Asit tuzlarının adları kelimesi eklenerek oluşturulur. hidro veya dihidro-(hidroanyondaki hidrojen atomlarının sayısına bağlı olarak): Ca (HCO 3) 2 - kalsiyum bikarbonat, NaH2P04 - sodyum dihidrojen fosfat. Kelime eklenerek bazik tuzların adları oluşturulur. hidrokso- veya dihidrokso-: (AlOH)Cl2 - alüminyum hidroksoklorür, 2S04 - krom (III) dihidroksülfat.

Tuzların hazırlanması ve özellikleri

a ) tuzların kimyasal özellikleri.

1) Tuzların metallerle etkileşimi bir redoks işlemidir. Aynı zamanda, elektrokimyasal voltaj serilerinde soldaki metal, aşağıdakileri tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır:

Zn + CuSO 4 \u003d ZnSO 4 + Cu

Alkali ve alkali toprak metaller diğer metalleri geri kazanmak için kullanılmaz sulu çözeltiler tuzları, suyla etkileşime girdikçe hidrojenin yerini alır:

2Na + 2H20 \u003d H2  + 2NaOH.

2) Tuzların asitler ve alkalilerle etkileşimi yukarıda tartışıldı.

3) Bir çözeltide tuzların birbirleriyle etkileşimi, yalnızca ürünlerden biri az çözünür bir maddeyse, geri dönüşümsüz olarak ilerler:

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

4) Tuzların hidrolizi - bazı tuzların bozunmasını su ile değiştirin. Tuzların hidrolizi, "elektrolitik ayrışma" konusunda ayrıntılı olarak tartışılacaktır.

b) tuz almanın yolları.

Laboratuar uygulamasında, çeşitli bileşik sınıflarının ve basit maddelerin kimyasal özelliklerine dayanarak, genellikle tuz elde etmek için aşağıdaki yöntemler kullanılır:

1) Metallerin metal olmayanlarla etkileşimi:

Cu + Cl 2 \u003d CuCl 2,

2) Metallerin tuz çözeltileriyle etkileşimi:

Fe + CuCl 2 \u003d FeCl 2 + Cu.

3) Metallerin asitlerle etkileşimi:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2 .

4) Asitlerin bazlar ve amfoterik hidroksitlerle etkileşimi:

3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + 3H20.

5) Asitlerin bazik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi:

2HNO 3 + CuO \u003d Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O.

6) Asitlerin tuzlarla etkileşimi:

HCl + AgNO 3 \u003d AgCl + HNO 3.

7) Alkalilerin çözeltideki tuzlarla etkileşimi:

3KOH + FeCl3 \u003d Fe (OH) 3  + 3KCl.

8) Çözeltideki iki tuzun etkileşimi:

NaCl + AgNO3 \u003d NaNO3 + AgCl.

9) Alkalilerin asidik ve amfoterik oksitlerle etkileşimi:

Ca (OH) 2 + CO2 \u003d CaC03 + H20.

10) Çeşitli yapıdaki oksitlerin birbirleriyle etkileşimi:

CaO + CO2 \u003d CaCO3.

Tuzlar, doğada mineraller ve kayalar şeklinde, okyanusların ve denizlerin sularında çözünmüş halde bulunur.