Kemijske jednadžbe

kemijska jednadžba je izraz reakcije pomoću kemijskih formula. Kemijske jednadžbe pokazuju koje tvari ulaze u kemijsku reakciju i koje tvari nastaju kao rezultat te reakcije. Jednadžba je sastavljena na temelju zakona održanja mase i prikazuje kvantitativne omjere tvari koje sudjeluju u kemijskoj reakciji.

Kao primjer, razmotrite interakciju kalijevog hidroksida s fosfornom kiselinom:

H 3 RO 4 + 3 KOH \u003d K 3 RO 4 + 3 H 2 O.

Iz jednadžbe se vidi da 1 mol fosforne kiseline (98 g) reagira s 3 mola kalijevog hidroksida (3 56 g). Kao rezultat reakcije nastaje 1 mol kalijevog fosfata (212 g) i 3 mola vode (3 18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidimo da je masa tvari koje su ušle u reakciju jednaka masi produkta reakcije. Jednadžba kemijske reakcije omogućuje proizvodnju razne kalkulacije povezana s ovom reakcijom.

Spojevi se dijele u četiri klase: oksidi, baze, kiseline i soli.

oksidi su složene tvari koje se sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kisik, t.j. oksid je spoj elementa s kisikom.

Naziv oksida nastaje od naziva elementa koji je dio oksida. Na primjer, BaO je barijev oksid. Ako oksidni element ima promjenjivu valenciju, tada se iza naziva elementa u zagradama njegova valencija označava rimskim brojem. Na primjer, FeO je željezov (I) oksid, Fe2O3 je željezov (III) oksid.

Svi oksidi se dijele na soli koji tvore i ne tvore soli.

Oksidi koji tvore soli su oni oksidi koji kao rezultat kemijske reakcije formiraju soli. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom tvore odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, bakrov oksid (CuO) je oksid koji stvara sol, jer, na primjer, kada je u interakciji sa klorovodičnom kiselinom (HCl), nastaje sol:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Kao rezultat kemijskih reakcija mogu se dobiti i druge soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Oksidi koji ne tvore soli su oni oksidi koji ne tvore soli. Primjeri su CO, N2O, NO.

Oksidi koji tvore soli su 3 vrste: bazični (od riječi "baza"), kiseli i amfoterni.

Osnovni oksidi su oksidi metala, koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi baza. Bazni oksidi uključuju, na primjer, Na2O, K2O, MgO, CaO, itd.

Kemijska svojstva bazičnih oksida

1. U vodi topljivi bazični oksidi reagiraju s vodom i tvore baze:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Interakcija s kiselim oksidima, tvoreći odgovarajuće soli

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Reagira s kiselinama da nastane sol i voda:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reakcija s amfoternim oksidima:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Bazni oksidi reagiraju s kiselim oksidima i nastaju soli:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Ako je drugi element u sastavu oksida nemetal ili metal koji pokazuje veću valentnost (obično pokazuje od IV do VII), tada će takvi oksidi biti kiseli. Kiseli oksidi (anhidridi kiselina) su oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi kiselina. To su npr. CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itd. Kiseli oksidi se otapaju u vodi i lužinama, stvarajući sol i vodu.

Kemijska svojstva kiselinskih oksida

1. Interakcija s vodom, stvarajući kiselinu:

SO3 + H2O → H2SO4.

Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi izravno s vodom (SiO2, itd.).

2. Reagirajte s oksidima na bazi da nastane sol:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Interakcija s lužinama, stvarajući sol i vodu:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Amfoterni oksid sadrži element koji ima amfoterna svojstva. Pod amfoternošću se podrazumijeva sposobnost spojeva da pokažu kisela i bazična svojstva ovisno o uvjetima. Na primjer, cink oksid ZnO može biti i baza i kiselina (Zn(OH)2 i H2ZnO2). Amfoternost se izražava u činjenici da, ovisno o uvjetima, amfoterni oksidi pokazuju ili bazične ili kiselinska svojstva na primjer - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na primjer, amfoterna priroda cinkovog oksida očituje se kada je u interakciji s klorovodičnom kiselinom i natrijevim hidroksidom:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Budući da nisu svi amfoterni oksidi topljivi u vodi, mnogo je teže dokazati amfoternost takvih oksida. Na primjer, aluminijev oksid (III) u reakciji svoje fuzije s kalijevim disulfatom pokazuje bazična svojstva, a kada je spojen s hidroksidima, kisela:

Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Za različite amfoterne okside, dvojnost svojstava može se izraziti u različitim stupnjevima. Primjerice, cink oksid je jednako lako topiv i u kiselinama i u lužinama, a željezov (III) oksid – Fe2O3 – ima pretežno bazična svojstva.

Kemijska svojstva amfoternih oksida

1. U interakciji s kiselinama nastaju sol i voda:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reagira s čvrstim lužinama (tijekom fuzije), stvarajući kao rezultat reakcijske soli - natrijev cinkat i vodu:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Kada cink oksid stupi u interakciju s otopinom lužine (isti NaOH), događa se druga reakcija:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Koordinacijski broj - karakteristika koja određuje broj najbližih čestica: atoma ili iona u molekuli ili kristalu. Svaki amfoterni metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn, ovo je 4; Za i Al je 4 ili 6; Za i Cr je 6 ili (vrlo rijetko) 4;

Amfoterni oksidi se obično ne otapaju u vodi i ne reagiraju s njom.

Metode za dobivanje oksida iz jednostavnih tvari su ili izravna reakcija elementa s kisikom:

ili razgradnjom složenih tvari:

a) oksidi

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) hidroksidi

Ca(OH)2 = CaO + H2O

c) kiseline

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

Kao i interakcija kiselina - oksidansa s metalima i nemetalima:

Cu + 4HNO3 (konc) = Cu(NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O

Oksidi se mogu dobiti izravnom interakcijom kisika s drugim elementom, ili neizravno (na primjer, razgradnjom soli, baza, kiselina). U normalnim uvjetima, oksidi su u čvrstom, tekućem i plinovitom stanju, ova vrsta spojeva je vrlo česta u prirodi. oksidi se nalaze u Zemljina kora. Rđa, pijesak, voda, ugljični dioksid su oksidi.

Temelji- To su složene tvari u čijim su molekulama atomi metala povezani s jednom ili više hidroksilnih skupina.

Baze su elektroliti koji nakon disocijacije stvaraju samo hidroksidne ione kao anione.

NaOH \u003d Na + + OH -

Ca (OH) 2 \u003d CaOH + + OH - \u003d Ca 2 + + 2OH -

Postoji nekoliko znakova klasifikacije baza:

Na temelju topljivosti u vodi baze se dijele na lužine i netopive. Alkalije su hidroksidi alkalnih metala (Li, Na, K, Rb, Cs) i zemnoalkalijskih metala (Ca, Sr, Ba). Sve ostale baze su netopive.

Na temelju stupnja disocijacije baze se dijele na jaki elektroliti(sve lužine) i slabi elektroliti (netopljive baze).

Ovisno o broju hidroksilnih skupina u molekuli, baze se dijele na jednu kiselinu (1 OH skupina), na primjer, natrijev hidroksid, kalijev hidroksid, dikiseline (2 OH grupe), na primjer, kalcijev hidroksid, bakar (2) hidroksid i polikiselina.

Kemijska svojstva.

OH ioni - u otopini određuju alkalni okoliš.

Alkalijske otopine mijenjaju boju indikatora:

Fenolftalein: bezbojna ® malina,

Lakmus: ljubičasta ® plava,

Metilnaranča: narančasta ® žuta.

Otopine lužina reagiraju s kiselim oksidima i tvore soli onih kiselina koje odgovaraju reakcijskim kiselinskim oksidima. Ovisno o količini lužine nastaju srednje ili kisele soli. Na primjer, kada kalcijev hidroksid reagira s ugljičnim monoksidom (IV), nastaju kalcijev karbonat i voda:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O

A kada kalcijev hidroksid stupi u interakciju s viškom ugljičnog monoksida (IV), nastaje kalcijev bikarbonat:

Ca(OH)2 + CO2 = Ca(HCO3)2

Ca2+ + 2OH- + CO2 = Ca2+ + 2HCO32-

Sve baze reagiraju s kiselinama i tvore sol i vodu, na primjer: kada natrijev hidroksid reagira s klorovodičnom kiselinom, nastaju natrijev klorid i voda:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na+ + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O

Bakar (II) hidroksid se otapa u klorovodičnoj kiselini da tvori bakrov (II) klorid i vodu:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H2O

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O.

Reakcija između kiseline i baze naziva se reakcija neutralizacije.

Netopljive baze, kada se zagrijavaju, raspadaju se na vodu i metalni oksid koji odgovara bazi, na primjer:

Cu(OH)2 = CuO + H2 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Alkalije stupaju u interakciju s otopinama soli ako je ispunjen jedan od uvjeta da se reakcija ionske izmjene nastavi do kraja (talog),

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2? + Na2SO4

2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2

Reakcija se odvija zbog vezanja bakrenih kationa s hidroksidnim ionima.

Kada barijev hidroksid reagira s otopinom natrijevog sulfata, nastaje talog barijevog sulfata.

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Reakcija se odvija zbog vezanja barijevih kationa i sulfatnih aniona.

kiseline - To su složene tvari čije molekule uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.

Prema prisutnosti ili odsutnosti kisika u molekuli kiseline dijele se na kisikove (H2SO4 sumporna kiselina, H2SO3 sumporna kiselina, HNO3 dušična kiselina, H3PO4 fosforna kiselina, H2CO3 ugljična kiselina, H2SiO3 silicijeva kiselina) i anoksične (HF fluorovodična kiselina). kiselina, HCl klorovodična kiselina (klorovodična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H2S hidrosulfidna kiselina).

Ovisno o broju atoma vodika u molekuli kiseline, kiseline su jednobazne (s 1 H atom), dvobazne (s 2 H atoma) i trobazne (s 3 H atoma).

A C S L O T S

Dio molekule kiseline bez vodika naziva se kiselinski ostatak.

Kiselinski ostaci se mogu sastojati od jednog atoma (-Cl, -Br, -I) - to su jednostavni kiseli ostaci, ili mogu biti iz skupine atoma (-SO3, -PO4, -SiO3) - to su složeni ostaci.

U vodenim otopinama kiseli ostaci se ne uništavaju tijekom reakcija izmjene i supstitucije:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Riječ anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,

H2SO4 - H2O → SO3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.

Kiseline su dobile ime po nazivu elementa koji tvori kiselinu (sredstva za stvaranje kiseline) s dodatkom završetaka "naya" i rjeđe "vaya": H2SO4 - sumporna; H2SO3 - ugljen; H2SiO3 - silicij, itd.

Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivu kiselina bit će kada element pokazuje najveću valenciju (molekula kiseline ima veliki sadržaj atoma kisika). Ako element pokazuje nižu valenciju, završetak u nazivu kiseline bit će "čist": HNO3 - dušik, HNO2 - dušik.

Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi netopivi u vodi, kiselina se može dobiti djelovanjem druge jače kiseline na sol tražene kiseline. Ova metoda je tipična i za kisik i za anoksične kiseline. Anoksične kiseline se također dobivaju izravnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje dobivenog spoja u vodi:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Dobivena rješenja plinovite tvari HCl i H2S su obje kiseline.

U normalnim uvjetima, kiseline su i tekuće i čvrste.

Kemijska svojstva kiselina

1. Otopine kiselina djeluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijeve kiseline) se dobro otapaju u vodi. Posebne tvari - indikatori omogućuju vam da odredite prisutnost kiseline.

Indikatori su tvari složena struktura. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalije. U neutralnim otopinama imaju jednu boju, u otopinama baza drugu. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metilnarančaste boje postaje crven, lakmusov indikator također postaje crven.

2. Interakcija s bazama da nastane voda i sol, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reagirajte s oksidima na bazi da nastane voda i sol. Sol sadrži kiselinski ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Interakcija s metalima.

Za interakciju kiselina s metalima moraju biti ispunjeni određeni uvjeti:

1. Metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u nizu aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodika). Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji s kiselinama;

K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.

Ali reakcija između otopine klorovodične kiseline i bakra je nemoguća, budući da je bakar u nizu napona nakon vodika.

2. Kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna donirati H+ vodikove ione).

Tijekom kemijskih reakcija kiseline s metalima nastaje sol i oslobađa se vodik (osim interakcije metala s dušičnom i koncentriranom sumpornom kiselinom):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

No, bez obzira koliko su kiseline različite, sve one tijekom disocijacije stvaraju vodikove katione, koji određuju niz zajednička svojstva: kiselkast okus, promjena boje indikatora (lakmus i metilnaranča), interakcija s drugim tvarima.

Ista reakcija se odvija između metalnih oksida i većine kiselina

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Opišimo reakcije:

2) U drugoj reakciji treba dobiti topljivu sol. U mnogim slučajevima interakcija metala s kiselinom praktički se ne događa jer je nastala sol netopiva i prekriva površinu metala zaštitnim filmom, na primjer:

Rb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Netopljivi olovni (II) sulfat zaustavlja pristup kiseline metalu, a reakcija prestaje čim počne. Iz tog razloga većina teških metala praktički ne stupa u interakciju s fosfornim, ugljičnim i hidrosulfidnim kiselinama.

3) Treća reakcija je karakteristična za kisele otopine, stoga netopljive kiseline, poput silicijeve kiseline, ne reagiraju s metalima. Koncentrirana otopina i otopina sumporne kiseline dušična kiselina bilo koje koncentracije stupaju u interakciju s metalima na nešto drugačiji način, stoga su jednadžbe reakcija između metala i ovih kiselina napisane u drugoj shemi. Razrijeđena otopina sumporne kiseline reagira s metalima. stoje u nizu napona do vodika, tvoreći sol i vodik.

4) Četvrta reakcija je tipična reakcija ionske izmjene i odvija se samo ako nastane talog ili plin.

soli - to su složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijev klorid, CaSO4 je kalcijev sulfat, itd.

Gotovo sve soli su ionski spojevi, stoga su ioni kiselih ostataka i metalni ioni međusobno povezani u soli:

Na+Cl - natrijev klorid

Ca2+SO42 - kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt djelomične ili potpune zamjene kiselih vodikovih atoma metalom.

Stoga se razlikuju sljedeće vrste soli:

1. Srednje soli – svi atomi vodika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na2CO3, KNO3 itd.

2. Kiselinske soli – nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu tvoriti samo dvobazne ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu dati kisele soli: NaHCO3, NaH2PO4 itd. d.

3. Dvostruke soli - atomi vodika dvobazične ili polibazične kiseline zamjenjuju se ne jednim metalom, već dva različita: NaKCO3, KAl(SO4)2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične zamjene hidroksilnih skupina baza kiselim ostacima: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl itd.

Po međunarodna nomenklatura Naziv soli svake kiseline dolazi od latinskog naziva elementa. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO4 - kalcijev sulfat, MgSO4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI2 - cink klorid itd.

Čestica "bi" ili "hidro" dodaje se nazivu soli dvobazičnih kiselina: Mg (HCl3) 2 - magnezijev bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uvjetom da je u trobazičnoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH2PO4 - natrijev dihidrogenfosfat.

Soli su čvrste tvari vrlo različite topljivosti u vodi.

Kemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i aniona koji su dio njihova sastava.

1. Neke soli se razgrađuju kada se kalciniraju:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Reagirajte s kiselinama da nastane nova sol i nova kiselina. Da bi došlo do ove reakcije potrebno je da kiselina bude jača od soli na koju kiselina djeluje:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Interakcija s bazama, stvarajući novu sol i novu bazu:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Međusobno djeluju kako bi nastali nove soli:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .

5. Interakcija s metalima koji su u rasponu aktivnosti do metala koji je dio soli.

Baze mogu komunicirati:

• s nemetalima

  6KOH + 3S → K2SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O;

• s kiselim oksidima -

  2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;

• sa solima (taloženje, oslobađanje plina) -

  2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Postoje i drugi načini za dobivanje:

• interakcija dviju soli -

  CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;

• reakcija metala i nemetala -
• kombinacija kiselih i bazičnih oksida -

  SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;

• interakcija soli s metalima -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Kemijska svojstva

Topljive soli su elektroliti i podložne su reakcijama disocijacije. U interakciji s vodom, oni se raspadaju, t.j. disociraju na pozitivno i negativno nabijene ione – katione i anione. Ioni metala su kationi, kiseli ostaci su anioni. Primjeri ionskih jednadžbi:

• NaCl → Na + + Cl - ;
• Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3 + + 3SO 4 2− ;
• CaClBr → Ca2 + + Cl - + Br - .

Osim kationa metala, u solima mogu biti prisutni amonijevi (NH4+) i fosfonijevi (PH4+) kationi.

Ostale reakcije opisane su u tablici kemijskih svojstava soli.

Riža. 3. Izolacija sedimenta pri interakciji s bazama.

Neke soli, ovisno o vrsti, zagrijavanjem se raspadaju u metalni oksid i kiselinski ostatak ili u jednostavne tvari. Na primjer, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

Što smo naučili?

Na satu kemije 8. razreda učili smo o značajkama i vrstama soli. Složeni anorganski spojevi sastoje se od metala i kiselih ostataka. Može uključivati ​​vodik (kiselinske soli), dva metala ili dva kisela ostatka. To su čvrste kristalne tvari koje nastaju kao rezultat reakcija kiselina ili lužina s metalima. Reagiraju s bazama, kiselinama, metalima, drugim solima.

Temelji – složene tvari koje se sastoje od metalnog kationa Me + (ili kationa sličnog metalu, na primjer, amonijevog iona NH 4 +) i hidroksidnog aniona OH -.

Na temelju njihove topljivosti u vodi baze se dijele na topljiv (alkalijski) I netopive baze . Također ima nestabilni tereni koji se spontano raspadaju.

Dobivanje osnova

1. Interakcija bazičnih oksida s vodom. U isto vrijeme, oni reagiraju s vodom samo u normalnim uvjetima oni oksidi koji odgovaraju topljivoj bazi (alkali). Oni. na ovaj način samo možete dobiti lužine:

osnovni oksid + voda = baza

Na primjer , natrijev oksid nastaje u vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

U isto vrijeme o bakrov(II) oksid iz voda ne reagira:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija metala s vodom. Pri čemu reagiraju s vodompod normalnim uvjetimasamo alkalni metali(litij, natrij, kalij, rubidij, cezij), kalcij, stroncij i barij.U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, vodik djeluje kao oksidacijsko sredstvo, a metal djeluje kao redukcijsko sredstvo.

metal + voda = lužina + vodik

Na primjer, kalij reagira s voda vrlo nasilno:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza otopina nekih soli alkalnih metala. U pravilu se za dobivanje lužina podvrgava elektrolizi otopine soli koje nastaju od alkalijskih ili zemnoalkalijskih metala i anoksičnih kiselina (osim fluorovodične) - kloridi, bromidi, sulfidi itd. O ovom pitanju detaljnije se govori u članku .

Na primjer , elektroliza natrijevog klorida:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

4. Baze nastaju interakcijom drugih lužina sa solima. U tom slučaju samo topljive tvari međusobno djeluju, a u proizvodima bi se trebala formirati netopiva sol ili netopiva baza:

ili

lužina + sol 1 = sol 2 ↓ + lužina

Na primjer: kalijev karbonat reagira u otopini s kalcijevim hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primjer: bakrov (II) klorid reagira u otopini s natrijevim hidroksidom. Istovremeno, pada plavi talog bakrovog(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Kemijska svojstva netopivih baza

1. Netopljive baze međusobno djeluju s jakim kiselinama i njihovim oksidima (i neke srednje kiseline). Istovremeno se formiraju sol i vodu.

netopiva baza + kiselina = sol + voda

netopiva baza + kiselinski oksid = sol + voda

Na primjer ,bakrov (II) hidroksid stupa u interakciju s jakom klorovodičnom kiselinom:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H2O

U tom slučaju bakrov (II) hidroksid ne reagira s kiselim oksidom slab ugljična kiselina - ugljični dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Netopljive baze se zagrijavanjem raspadaju u oksid i vodu.

Na primjer, željezov (III) hidroksid se razlaže na željezov (III) oksid i vodu kada se kalcinira:

2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O

3. Netopljive baze ne međusobno djelujus amfoternim oksidima i hidroksidima.

netopiva baza + amfoterni oksid ≠

netopiva baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Neke netopive baze mogu djelovati kaosredstva za redukciju. Redukcioni agensi su baze koje tvore metali sa minimum ili srednje oksidacijsko stanje, što može povećati njihovo oksidacijsko stanje (željezo (II) hidroksid, krom (II) hidroksid itd.).

Na primjer , željezov (II) hidroksid može se oksidirati atmosferskim kisikom u prisutnosti vode u željezov (III) hidroksid:

4Fe +2 (OH) 2 + O 2 0 + 2H 2 O → 4Fe +3 (O -2 H) 3

Kemijska svojstva lužina

1. Alkalije komuniciraju s bilo kojim kiseline - i jake i slabe . U tom slučaju nastaju sol i voda. Te se reakcije nazivaju reakcije neutralizacije. Eventualno obrazovanje kisela sol, ako je kiselina polibazična, u određenom omjeru reagensa, ili u višak kiseline. U višak lužine nastaju prosječna sol i voda:

lužina (višak) + kiselina \u003d srednja sol + voda

lužina + višebazna kiselina (višak) = kisela sol + voda

Na primjer , natrijev hidroksid, u interakciji s trobazičnom fosfornom kiselinom, može formirati 3 vrste soli: dihidrofosfati, fosfati ili hidrofosfati.

U tom slučaju dihidrofosfati nastaju u suvišku kiseline, odnosno u molarnom omjeru (omjer količina tvari) reagensa 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

S molarnim omjerom količine lužine i kiseline 2:1 nastaju hidrofosfati:

2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O

U višku lužine, ili pri molarnom omjeru lužine i kiseline od 3:1, nastaje fosfat alkalnog metala.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Alkalije u interakciji samfoterni oksidi i hidroksidi. Pri čemu u talini nastaju obične soli , ali u otopini - složene soli .

lužina (talina) + amfoterni oksid = srednja sol + voda

lužina (talina) + amfoterni hidroksid = srednja sol + voda

lužina (otopina) + amfoterni oksid = kompleksna sol

lužina (otopina) + amfoterni hidroksid = kompleksna sol

Na primjer , kada aluminij hidroksid reagira s natrijevim hidroksidom u talini nastaje natrijev aluminat. Kiseliji hidroksid stvara kiselinski ostatak:

NaOH + Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O

ALI u otopini nastaje kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Obratite pažnju na to kako se sastavlja formula složene soli:prvo biramo središnji atom (dou pravilu je to metal iz amfoternog hidroksida).Zatim mu dodajte ligandi- u našem slučaju to su hidroksidni ioni. Broj liganada je u pravilu 2 puta veći od oksidacijskog stanja središnjeg atoma. Ali aluminijski kompleks je iznimka, njegov broj liganada je najčešće 4. Dobiveni fragment stavljamo u uglaste zagrade - ovo je složeni ion. Određujemo njegov naboj i dodajemo ga vani pravi iznos kationa ili aniona.

3. Alkalije međusobno djeluju s kiselim oksidima. Moguće je formirati kiselo ili srednje soli, ovisno o molarnom omjeru alkalijskog i kiselog oksida. U višku lužine nastaje prosječna sol, a u višku kiselog oksida nastaje kisela sol:

lužina (višak) + kiseli oksid \u003d srednja sol + voda

ili:

lužina + kiseli oksid (višak) = kisela sol

Na primjer , prilikom interakcije višak natrijevog hidroksida S ugljičnim dioksidom nastaju natrijev karbonat i voda:

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

I pri interakciji višak ugljičnog dioksida s natrijevim hidroksidom nastaje samo natrijev bikarbonat:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Alkalije su u interakciji sa solima. alkalije reagiraju samo s topivim solima u otopini, pod uvjetom da proizvodi stvaraju plin ili talog . Te se reakcije odvijaju prema mehanizmu ionska izmjena.

lužina + topljiva sol = sol + odgovarajući hidroksid

Alkalije stupaju u interakciju s otopinama metalnih soli, koje odgovaraju netopivim ili nestabilnim hidroksidima.

Na primjer, natrijev hidroksid stupa u interakciju s bakrenim sulfatom u otopini:

Cu 2+ SO 4 2- + 2Na + OH - = Cu 2+ (OH) 2 - ↓ + Na 2 + SO 4 2-

Također lužine stupaju u interakciju s otopinama amonijevih soli.

Na primjer , kalijev hidroksid stupa u interakciju s otopinom amonijevog nitrata:

NH 4 + NO 3 - + K + OH - \u003d K + NO 3 - + NH 3 + H 2 O

! Kada soli amfoternih metala stupe u interakciju s viškom lužine, nastaje kompleksna sol!

Pogledajmo ovo pitanje detaljnije. Ako je sol nastala metalom na koji amfoterni hidroksid , stupa u interakciju s malom količinom lužine, tada se odvija uobičajena reakcija izmjene i taložihidroksid ovog metala .

Na primjer , višak cink sulfata reagira u otopini s kalijevim hidroksidom:

ZnSO 4 + 2KOH \u003d Zn (OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

Međutim, u ovoj reakciji ne nastaje baza, nego mphoterni hidroksid. I, kao što smo gore spomenuli, amfoterni hidroksidi se otapaju u suvišku lužina i tvore kompleksne soli . T Dakle, tijekom interakcije cink sulfata s višak otopine lužine nastaje kompleksna sol, ne stvara se talog:

ZnSO 4 + 4KOH \u003d K 2 + K 2 SO 4

Tako dobivamo 2 sheme za interakciju metalnih soli, koje odgovaraju amfoternim hidroksidima, s lužinama:

sol amfoternog metala (višak) + lužina = amfoterni hidroksid↓ + sol

amph.metalna sol + lužina (višak) = kompleksna sol + sol

5. Alkalije u interakciji s kiselim solima.U tom slučaju nastaju srednje soli ili manje kisele soli.

kisela sol + lužina \u003d srednja sol + voda

Na primjer , Kalijev hidrosulfit reagira s kalijevim hidroksidom pri čemu nastaje kalijev sulfit i voda:

KHSO 3 + KOH \u003d K 2 SO 3 + H 2 O

Vrlo je prikladno odrediti svojstva kiselih soli mentalnim razbijanjem kisele soli na 2 tvari - kiselinu i sol. Na primjer, razbijamo natrijev bikarbonat NaHCO 3 u mokraćnu kiselinu H 2 CO 3 i natrijev karbonat Na 2 CO 3 . Svojstva bikarbonata uvelike su određena svojstvima ugljične kiseline i svojstvima natrijevog karbonata.

6. Alkalije stupaju u interakciju s metalima u otopini i tope se. U tom slučaju dolazi do redoks reakcije, u otopini složena sol I vodik, u talini - srednje soli I vodik.

Bilješka! Samo oni metali reagiraju s lužinama u otopini, u kojoj je oksid s minimalnim pozitivnim oksidacijskim stanjem metala amfoteričan!

Na primjer , željezo ne reagira s otopinom lužine, željezov (II) oksid je bazičan. ALI aluminij otapa se u vodenoj otopini lužine, aluminijev oksid je amfoteričan:

2Al + 2NaOH + 6H 2 + O = 2Na + 3H 2 0

7. Alkalije su u interakciji s nemetalima. U tom slučaju dolazi do redoks reakcija. Obično, nemetali nesrazmjerni u lužinama. nemojte reagirati s lužinama kisik, vodik, dušik, ugljik i inertni plinovi (helij, neon, argon, itd.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Sumpor, klor, brom, jod, fosfor i drugih nemetala nesrazmjeran u lužinama (tj. samooksidiraju-samopopravljaju).

Na primjer, klorprilikom interakcije sa hladna lužina prelazi u oksidacijska stanja -1 i +1:

2NaOH + Cl 2 0 \u003d NaCl - + NaOCl + + H 2 O

Klor prilikom interakcije sa vruća lužina prelazi u oksidacijska stanja -1 i +5:

6NaOH + Cl 2 0 \u003d 5NaCl - + NaCl + 5 O 3 + 3H 2 O

Silicij oksidira lužinama do oksidacijskog stanja od +4.

Na primjer, u rješenju:

2NaOH + Si 0 + H 2 + O \u003d NaCl - + Na 2 Si + 4 O 3 + 2H 2 0

Fluor oksidira lužine:

2F 2 0 + 4NaO -2 H \u003d O 2 0 + 4NaF - + 2H 2 O

Više o ovim reakcijama možete pročitati u članku.

8. Lužine se ne raspadaju kada se zagrijavaju.

Iznimka je litijev hidroksid:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

soli nazivaju se složene tvari čije se molekule sastoje od atoma metala i kiselih ostataka (ponekad mogu sadržavati vodik). Na primjer, NaCl je natrijev klorid, CaSO 4 je kalcijev sulfat, itd.

Praktički Sve soli su ionski spojevi dakle, u solima su ioni kiselih ostataka i metalni ioni međusobno povezani:

Na + Cl - - natrijev klorid

Ca 2+ SO 4 2– - kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt djelomične ili potpune zamjene kiselih vodikovih atoma metalom. Stoga se razlikuju sljedeće vrste soli:

1. Srednje soli- svi atomi vodika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Soli kiselina- nisu svi atomi vodika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu tvoriti samo dvobazne ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline ne mogu dati kisele soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvostruke soli- atomi vodika dvobazične ili polibazične kiseline zamjenjuju se ne jednim metalom, već dva različita: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli mogu se smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije hidroksilnih skupina baza kiselim ostacima: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl itd.

Prema međunarodnoj nomenklaturi, naziv soli svake kiseline dolazi od latinskog naziva elementa. Na primjer, soli sumporne kiseline nazivaju se sulfati: CaSO 4 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodične kiseline nazivaju se kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cink klorid itd.

U naziv soli dvobazičnih kiselina dodaje se čestica "bi" ili "hidro": Mg (HCl 3) 2 - magnezijev bikarbonat ili bikarbonat.

Pod uvjetom da je u trobazičnoj kiselini samo jedan atom vodika zamijenjen metalom, tada se dodaje prefiks "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat.

Soli su čvrste tvari koje imaju širok raspon topljivosti u vodi.

Kemijska svojstva soli

Kemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i aniona koji su dio njihova sastava.

1. Neki soli se razgrađuju kada se kalciniraju:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reakcija s kiselinama da nastane nova sol i nova kiselina. Da bi došlo do ove reakcije potrebno je da kiselina bude jača od soli na koju kiselina djeluje:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija s bazama tvoreći novu sol i novu bazu:

Ba(OH) 2 + MgSO 4 → BaSO 4 ↓ + Mg(OH) 2 .

4. Međusobno komunicirajte s stvaranjem novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija s metalima, koji su u rasponu aktivnosti do metala koji je dio soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imate li kakvih pitanja? Želite li saznati više o solima?
Za pomoć od učitelja -.
Prva lekcija je besplatna!

blog.site, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, potrebna je poveznica na izvor.

Suvremena kemijska znanost je široka raznolikost grana, a svaka od njih, osim teorijske osnove, ima veliku primijenjenu i praktičnu važnost. Što god dotaknete, sve okolo su proizvodi kemijska proizvodnja. Glavni dijelovi su anorganski i organska kemija. Razmotrite koje su glavne klase tvari klasificirane kao anorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije anorganskih spojeva

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Temelji.
4. Kiseline.

Svaka od klasa predstavljena je širokim spektrom anorganskih spojeva i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske gospodarske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ove spojeve, u prirodi i dobivanje, proučavaju se u školskom tečaju kemije bez greške, u razredima 8-11.

Postoji opća tablica oksida, soli, baza, kiselina, koja prikazuje primjere svake od tvari i njihovog agregacijskog stanja u prirodi. Također pokazuje interakcije koje opisuju Kemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa zasebno i detaljnije.

Skupina spojeva - oksidi

4. Reakcije, uslijed kojih elementi mijenjaju CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiseline (iznimka SiO 2)

KO + voda = kiselina

2. Reakcije s bazama:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije s bazičnim oksidima: stvaranje soli

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Pokazuju dvojna svojstva, međusobno djeluju po principu acidobazne metode (s kiselinama, lužinama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju s vodom.

1. S kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina \u003d sol + H 2 O

2. S bazama (alkalijama): stvaranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda \u003d Li

3. Reakcije s kiselim oksidima: priprema soli

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reakcije s RO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije s lužinama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne stvaraju kiseline ni lužine. Izlagati usko specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran i od metala i od nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i anorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na temelju pozicija ED-a - elektrolitička disocijacija- kiseline su spojevi koji se u vodenom mediju disociraju na katione H + i anione kiselinskih ostataka An - . Danas su, međutim, kiseline pažljivo proučavane u bezvodnim uvjetima, pa postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji označavaju njihovu količinu u tvari. Na primjer, anorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiselinski ostatak n-. Organske tvari imaju drugačije teorijsko preslikavanje. Osim empirijskog, za njih možete napisati potpunu i skraćenu strukturna formula, što će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i redoslijed atoma, njihov međusobni odnos i glavnu funkcionalnu skupinu za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim, sve kiseline se dijele u dvije skupine:

• anoksični - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kisik (okso kiseline) – HClO 3 i sve gdje ima kisika.

Također, anorganske kiseline se klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, klorovodične, dušične, perkloridne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipoklorovodične i druge.

Organska kemija uopće ne nudi takvu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode su karboksilne kiseline. Ih zajedničko obilježje- prisutnost funkcionalne skupine -COOH. Na primjer, HCOOH (antitik), CH 3 COOH (octeni), C 17 H 35 COOH (stearinski) i drugi.

Postoji niz kiselina, koje se posebno pomno naglašavaju pri razmatranju ove teme u školskom tečaju kemije.

1. Sol.
2. Dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodična.
5. Ugljen.
6. Jod.
7. Sumporna.
8. Ocet ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. benzoična.

Ovih 10 kiselina u kemiji su temeljne tvari odgovarajućeg razreda kako u školskom tečaju tako i općenito u industriji i sintezi.

Svojstva anorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva treba prvenstveno pripisati različitom agregacijskom stanju. Uostalom, postoji niz kiselina koje u normalnim uvjetima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Točke vrenja i taljenja također variraju.

Kiseline mogu uzrokovati teške opekline, jer imaju moć uništavanja organskog tkiva i pokrivanje kože. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnaranča (u normalnom okruženju - narančasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Najvažnija kemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije s jednostavnim i složenim tvarima.

Kemijska svojstva anorganskih kiselina

S čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. Kod jednostavnih tvari-metala. Preduvjet: metal mora stajati u ECHRNM prije vodika, budući da ga metali koji stoje nakon vodika ne mogu istisnuti iz sastava kiselina. Kao rezultat reakcije uvijek nastaje vodik u obliku plina i soli.
2. S bazama. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina s lužinama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + topiva baza = sol i voda
3. S amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid \u003d Be (NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. S bazičnim oksidima. Ishod: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) klorid + H 2 O
5. S amfoternim oksidima. Konačni učinak: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni učinak: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline na isti način. Kemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, čak i na ovoj razini razmatraju se specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline pri interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i netopive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničko kemijske prirode, objašnjeno strukturom kristalna rešetka, kao i međusobni utjecaj atoma u sastavu molekula. Međutim, ako je za okside bilo moguće dati potpuno specifična definicija, onda je za kiseline i baze to teže izvedivo.

Baš kao i kiseline, prema ED teoriji, baze su tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katione Me n + i anione hidrokso skupina OH - .

• Topivi ili alkalijski ( jake baze, mijenjaju Nastaju metali I, II skupine. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podskupina);
• Slabo topiv ili netopiv (srednje jačine, ne mijenjati boju indikatora). Primjer: magnezijev hidroksid, željezo (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenom mediju reverzibilno se disociraju u ione-molekule). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna svojstva bazične kiseline). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka zastupljena skupina proučava se u školskom kolegiju kemije u dijelu "Temelji". Kemija 8-9 razreda uključuje detaljno proučavanje lužina i teško topljivih spojeva.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve lužine i teško topljivi spojevi nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Pritom su im točke taljenja u pravilu niske, a slabo topljivi hidroksidi se zagrijavanjem razgrađuju. Osnovna boja je drugačija. Ako lužina bijela boja, tada kristali teško topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Topljivost većine spojeva ovaj sat može se vidjeti u tablici, koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli, pokazuje njihovu topljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - malina, metilnaranča - žuta. To je osigurano slobodnom prisutnošću hidrokso skupina u otopini. Zato slabo topive baze ne daju takvu reakciju.

Kemijska svojstva svake skupine baza su različita.

Kemijska svojstva
lužine	teško topive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (ukupno - sol i voda): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kiselinama (sol i voda): konvencionalne reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. U interakciji s AO nastaje hidroksokopleks soli i vode: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. U interakciji s amfoternim hidroksidima nastaju hidroksi kompleksne soli: Isto kao i kod AO, samo bez vode V. U interakciji s topivim solima nastaju netopivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. U interakciji s cinkom i aluminijem u vodenoj otopini nastaju soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksid ionom 2Rb + 3H 2	I. Zagrijavanjem se mogu razgraditi: netopljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kiselinama (ukupno: sol i voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sol + H 2 O	I. Reagira s kiselinama da nastane sol i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija s lužinama: rezultat - sol i voda (uvjet: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sol + 2H2O III. Oni reagiraju s jakim hidroksidima: rezultat su soli, ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

To su većina kemijskih svojstava koja pokazuju baze. Kemija baza je prilično jednostavna i poslušna opći obrasci svi anorganski spojevi.

Klasa anorganskih soli. Klasifikacija, fizikalna svojstva

Na temelju odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim spojevima koji se u vodenoj otopini disociraju na metalne katione Me + n i anione kiselinskih ostataka An n- . Dakle, možete zamisliti sol. Kemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtočnija.

Istodobno, prema svojoj kemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kisela (sadrži vodikov kation). Primjer: NaHS04.
• Bazni (koji imaju hidrokso skupinu). Primjer: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi i drugi). Primjer: K 2 .

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također govore o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu molekule.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različitu topljivost, što se može vidjeti u odgovarajućoj tablici.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda morate primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Shema boja je prilično raznolika. Otopine složenih soli, u pravilu, imaju svijetle zasićene boje.

Kemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična kemijska svojstva baza, kiselina, soli. Oksidi se, kao što smo već razmotrili, po ovom faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se za srednje soli mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija.

I. Interakcija s kiselinama (samo jake u smislu ED) s stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topivim hidroksidima s pojavom soli i netopivih baza:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topljiva sol + Cu(OH) 2 netopljiva baza

III. Interakcija s drugom topljivom soli za stvaranje netopive soli i jedne topive soli:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima lijevo od one koja tvori sol u EHRNM-u. U tom slučaju, metal koji ulazi u reakciju ne bi trebao, u normalnim uvjetima, stupiti u interakciju s vodom:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

To su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, bazičnih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti iskazanih kemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku prirodu svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju ideju o nazivu tvari i njezinu fizikalna svojstva. Stoga bi njihovo pisanje trebalo biti plaćeno Posebna pažnja. Ogromna raznolikost spojeva nudi nam općenito nevjerojatnu znanost - kemiju. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio velike raznolikosti.