Ķīmiskie vienādojumi

ķīmiskais vienādojums ir reakcijas izpausme, izmantojot ķīmiskās formulas. Ķīmiskie vienādojumi parāda, kuras vielas nonāk ķīmiskā reakcijā un kādas vielas veidojas šīs reakcijas rezultātā. Vienādojums ir sastādīts, pamatojoties uz masas nezūdamības likumu, un parāda ķīmiskajā reakcijā iesaistīto vielu kvantitatīvās attiecības.

Piemēram, apsveriet kālija hidroksīda mijiedarbību ar fosforskābi:

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

No vienādojuma var redzēt, ka 1 mols fosforskābes (98 g) reaģē ar 3 moliem kālija hidroksīda (3,56 g). Reakcijas rezultātā veidojas 1 mols kālija fosfāta (212 g) un 3 mols ūdens (3 18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g mēs redzam, ka reakcijā nonākušo vielu masa ir vienāda ar reakcijas produktu masu. Ķīmiskās reakcijas vienādojums ļauj ražot dažādi aprēķini kas saistīti ar šo reakciju.

Savienojumus iedala četrās klasēs: oksīdi, bāzes, skābes un sāļi.

oksīdi ir sarežģītas vielas, kas sastāv no diviem elementiem, no kuriem viens ir skābeklis, t.i. oksīds ir elementa savienojums ar skābekli.

Oksīdu nosaukums veidojas no tā elementa nosaukuma, kas ir daļa no oksīda. Piemēram, BaO ir bārija oksīds. Ja oksīda elementam ir mainīga valence, tad aiz elementa nosaukuma iekavās tā valence tiek apzīmēta ar romiešu cipariem. Piemēram, FeO ir dzelzs (I) oksīds, Fe2O3 ir dzelzs (III) oksīds.

Visi oksīdi ir sadalīti sāli veidojošos un sāli neveidojošos.

Sāli veidojošie oksīdi ir tie oksīdi, kas, kā rezultātā ķīmiskās reakcijas veido sāļus. Tie ir metālu un nemetālu oksīdi, kas, mijiedarbojoties ar ūdeni, veido atbilstošās skābes, bet, mijiedarbojoties ar bāzēm, atbilstošos skābos un normālos sāļus. Piemēram, vara oksīds (CuO) ir sāli veidojošs oksīds, jo, piemēram, tam mijiedarbojoties ar sālsskābi (HCl), veidojas sāls:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Ķīmisko reakciju rezultātā var iegūt citus sāļus:

CuO + SO3 → CuSO4.

Sāli neveidojoši oksīdi ir tie oksīdi, kas neveido sāļus. Piemēri ir CO, N2O, NO.

Sāli veidojošie oksīdi ir 3 veidu: bāzes (no vārda "bāze"), skābie un amfotēriski.

Bāzes oksīdi ir metālu oksīdi, kas atbilst hidroksīdiem, kas pieder pie bāzu klases. Pie pamata oksīdiem pieder, piemēram, Na2O, K2O, MgO, CaO utt.

Bāzes oksīdu ķīmiskās īpašības

1. Ūdenī šķīstošie bāziskie oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot bāzes:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Mijiedarboties ar skābju oksīdiem, veidojot atbilstošos sāļus

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reaģē ar amfoteriskajiem oksīdiem:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Bāzes oksīdi reaģē ar skābiem oksīdiem, veidojot sāļus:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Ja otrais elements oksīdu sastāvā ir nemetāls vai metāls ar augstāku valenci (parasti no IV līdz VII), tad šādi oksīdi būs skābi. Skābie oksīdi (skābes anhidrīdi) ir oksīdi, kas atbilst hidroksīdiem, kas pieder skābju klasei. Tie ir, piemēram, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 utt. Skābie oksīdi izšķīst ūdenī un sārmos, veidojot sāli un ūdeni.

Skābju oksīdu ķīmiskās īpašības

1. Mijiedarboties ar ūdeni, veidojot skābi:

SO3 + H2O → H2SO4.

Bet ne visi skābie oksīdi tieši reaģē ar ūdeni (SiO2 utt.).

2. Reaģē ar oksīdiem, veidojot sāli:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Mijiedarboties ar sārmiem, veidojot sāli un ūdeni:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Amfoteriskais oksīds satur elementu, kam ir amfoteriskas īpašības. Ar amfoteritāti saprot savienojumu spēju uzrādīt skābas un bāziskas īpašības atkarībā no apstākļiem. Piemēram, cinka oksīds ZnO var būt gan bāze, gan skābe (Zn(OH)2 un H2ZnO2). Amfoteriskums izpaužas faktā, ka atkarībā no apstākļiem amfoteriskie oksīdi uzrāda vai nu bāzes, vai skābes īpašības, piemēram - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Piemēram, cinka oksīda amfoteriskais raksturs izpaužas, kad tas mijiedarbojas gan ar sālsskābi, gan nātrija hidroksīdu:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

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

Tā kā ne visi amfoteriskie oksīdi šķīst ūdenī, ir daudz grūtāk pierādīt šādu oksīdu amfoteritāti. Piemēram, alumīnija oksīdam (III) tā saplūšanas reakcijā ar kālija disulfātu ir pamata īpašības, un, kausējot ar hidroksīdiem, tas ir skābs:

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

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Dažādiem amfoteriskajiem oksīdiem īpašību dualitāti var izteikt dažādās pakāpēs. Piemēram, cinka oksīds vienlīdz viegli šķīst gan skābēs, gan sārmos, un dzelzs (III) oksīdam - Fe2O3 - pārsvarā ir bāziskas īpašības.

Amfoterisko oksīdu ķīmiskās īpašības

1. Mijiedarbojoties ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reaģē ar cietajiem sārmiem (saplūšanas laikā), reakcijas rezultātā veidojas sāls - nātrija cinkāts un ūdens:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Kad cinka oksīds mijiedarbojas ar sārma šķīdumu (to pašu NaOH), notiek cita reakcija:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Koordinācijas skaitlis - raksturlielums, kas nosaka tuvāko daļiņu: atomu vai jonu skaitu molekulā vai kristālā. Katram amfotēriskajam metālam ir savs koordinācijas numurs. Attiecībā uz Be un Zn tas ir 4; For un Al ir 4 vai 6; For un Cr ir 6 vai (ļoti reti) 4;

Amfoteriskie oksīdi parasti nešķīst ūdenī un ar to nereaģē.

Metodes oksīdu iegūšanai no vienkāršām vielām ir vai nu elementa tieša reakcija ar skābekli:

vai sarežģītu vielu sadalīšanās:

a) oksīdi

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) hidroksīdi

Ca(OH)2 = CaO + H2O

c) skābes

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

Kā arī skābju - oksidētāju mijiedarbība ar metāliem un nemetāliem:

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

Oksīdus var iegūt tiešā skābekļa mijiedarbībā ar citu elementu vai netieši (piemēram, sadaloties sāļiem, bāzēm, skābēm). Normālos apstākļos oksīdi ir cietā, šķidrā un gāzveida stāvoklī, šāda veida savienojumi dabā ir ļoti izplatīti. oksīdi ir atrodami Zemes garoza. Rūsa, smiltis, ūdens, oglekļa dioksīds ir oksīdi.

Pamati- Tās ir sarežģītas vielas, kuru molekulās metālu atomi ir saistīti ar vienu vai vairākām hidroksilgrupām.

Bāzes ir elektrolīti, kas pēc disociācijas veido tikai hidroksīda jonus kā anjonus.

NaOH \u003d Na + + OH -

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

Ir vairākas bāzu klasifikācijas pazīmes:

Pamatojoties uz to šķīdību ūdenī, bāzes iedala sārmos un nešķīstošās. Sārmi ir sārmu metālu (Li, Na, K, Rb, Cs) un sārmzemju metālu (Ca, Sr, Ba) hidroksīdi. Visas pārējās bāzes ir nešķīstošas.

Pamatojoties uz disociācijas pakāpi, bāzes tiek sadalītas spēcīgi elektrolīti(visi sārmi) un vāji elektrolīti (nešķīstošās bāzes).

Atkarībā no hidroksilgrupu skaita molekulā bāzes tiek sadalītas atsevišķā skābē (1 OH grupa), piemēram, nātrija hidroksīds, kālija hidroksīds, diskābe (2 OH grupas), piemēram, kalcija hidroksīds, varš (2) hidroksīds un poliskābe.

Ķīmiskās īpašības.

OH joni - šķīdumā nosaka sārmainu vidi.

Sārmu šķīdumi maina indikatoru krāsu:

Fenolftaleīns: bezkrāsains ® avenes,

lakmuss: violets ® zils,

Metiloranžs: oranžs ® dzeltens.

Sārmu šķīdumi reaģē ar skābju oksīdiem, veidojot to skābju sāļus, kas atbilst reaģējošajiem skābju oksīdiem. Atkarībā no sārmu daudzuma veidojas vidēji vai skābi sāļi. Piemēram, kalcija hidroksīdam reaģējot ar oglekļa monoksīdu (IV), veidojas kalcija karbonāts un ūdens:

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

Kad kalcija hidroksīds mijiedarbojas ar oglekļa monoksīda (IV) pārpalikumu, veidojas kalcija bikarbonāts:

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

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

Visas bāzes reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni, piemēram: nātrija hidroksīdam reaģējot ar sālsskābi, veidojas nātrija hlorīds un ūdens:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

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

Vara (II) hidroksīds izšķīst sālsskābē, veidojot vara (II) hlorīdu un ūdeni:

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

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

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.

Reakciju starp skābi un bāzi sauc par neitralizācijas reakciju.

Nešķīstošās bāzes, karsējot, sadalās ūdenī un metāla oksīdā, kas atbilst bāzei, piemēram:

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

Sārmi mijiedarbojas ar sāls šķīdumiem, ja ir izpildīts viens no nosacījumiem, lai jonu apmaiņas reakcija noritētu līdz pabeigšanai (nogulsnēm),

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

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

Reakcija notiek, jo vara katjoni saistās ar hidroksīda joniem.

Bārija hidroksīdam reaģējot ar nātrija sulfāta šķīdumu, veidojas bārija sulfāta nogulsnes.

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

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Reakcija notiek bārija katjonu un sulfāta anjonu saistīšanās dēļ.

Skābes - Tās ir sarežģītas vielas, kuru molekulās ir ūdeņraža atomi, kurus var aizstāt vai apmainīt pret metāla atomiem un skābes atlikumu.

Atkarībā no skābekļa klātbūtnes vai neesamības skābes molekulā tos iedala skābekli saturošajos (H2SO4 sērskābe, H2SO3 sērskābe, HNO3 slāpekļskābe, H3PO4 fosforskābe, H2CO3 ogļskābe, H2SiO3 silīcijskābe) un anoksiskajos (HF fluorūdeņražskābe). skābe, HCl sālsskābe (sālsskābe), HBr bromūdeņražskābe, HI jodūdeņražskābe, H2S hidrosulfīda skābe).

Atkarībā no ūdeņraža atomu skaita skābes molekulā, skābes ir vienbāziskas (ar 1 H atomu), divbāziskas (ar 2 H atomiem) un trīsbāziskas (ar 3 H atomiem).

A C S L O T S

Skābes molekulas daļu bez ūdeņraža sauc par skābes atlikumu.

Skābju atlikumi var sastāvēt no viena atoma (-Cl, -Br, -I) - tie ir vienkārši skābes atlikumi, vai arī tie var būt no atomu grupas (-SO3, -PO4, -SiO3) - tie ir sarežģīti atlikumi.

Ūdens šķīdumos skābes atlikumi netiek iznīcināti apmaiņas un aizvietošanas reakciju laikā:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Vārds anhidrīds nozīmē bezūdens, tas ir, skābe bez ūdens. Piemēram,

H2SO4 - H2O → SO3. Anoksiskābēm nav anhidrīdu.

Skābes savu nosaukumu ieguvušas no skābi veidojošā elementa (skābi veidojošā aģenta) nosaukuma, pievienojot galotnes “naya” un retāk “vaya”: H2SO4 - sērskābe; H2SO3 - akmeņogles; H2SiO3 - silīcijs utt.

Elements var veidot vairākas skābekļa skābes. Šajā gadījumā skābju nosaukumā norādītās galotnes būs tad, kad elementam ir visaugstākā valence (skābes molekulā ir liels skābekļa atomu saturs). Ja elementam ir zemāka valence, skābes nosaukuma galotne būs “tīra”: HNO3 - slāpeklis, HNO2 - slāpeklis.

Skābes var iegūt, izšķīdinot anhidrīdus ūdenī. Ja anhidrīdi ūdenī nešķīst, skābi var iegūt, iedarbojoties uz vajadzīgās skābes sāli citai stiprākai skābei. Šī metode ir raksturīga gan skābekļa, gan bezskābekļa skābēm. Anoksskābes iegūst arī tiešā sintēzē no ūdeņraža un nemetāla, kam seko iegūtā savienojuma izšķīdināšana ūdenī:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Saņemti risinājumi gāzveida vielas HCl un H2S ir skābes.

Normālos apstākļos skābes ir gan šķidras, gan cietas.

Skābju ķīmiskās īpašības

1. Skābju šķīdumi iedarbojas uz indikatoriem. Visas skābes (izņemot silīcijskābi) labi šķīst ūdenī. Īpašas vielas - indikatori ļauj noteikt skābes klātbūtni.

Indikatori ir vielas sarežģīta struktūra. Viņi maina savu krāsu atkarībā no mijiedarbības ar dažādiem ķīmiskās vielas. Neitrālos šķīdumos tiem ir viena krāsa, bāzes šķīdumos - cita. Mijiedarbojoties ar skābi, tie maina savu krāsu: metiloranža indikators kļūst sarkans, lakmusa indikators arī kļūst sarkans.

2. Mijiedarboties ar bāzēm, veidojot ūdeni un sāli, kas satur nemainītu skābes atlikumu (neitralizācijas reakcija):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reaģējiet ar oksīdiem, veidojot ūdeni un sāli. Sāls satur neitralizācijas reakcijā izmantotās skābes skābes atlikumu:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Mijiedarboties ar metāliem.

Skābju mijiedarbībai ar metāliem ir jāievēro noteikti nosacījumi:

1. Metālam jābūt pietiekami aktīvam attiecībā pret skābēm (metālu darbības virknē tam jāatrodas pirms ūdeņraža). Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas aktivitāšu rindā, jo intensīvāk tas mijiedarbojas ar skābēm;

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

Bet reakcija starp sālsskābes šķīdumu un varu nav iespējama, jo varš atrodas spriegumu virknē pēc ūdeņraža.

2. Skābei jābūt pietiekami stiprai (tas ir, spējīgai ziedot H+ ūdeņraža jonus).

Skābes ķīmisko reakciju gaitā ar metāliem veidojas sāls un izdalās ūdeņradis (izņemot metālu mijiedarbību ar slāpekļskābi un koncentrētu sērskābi):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Tomēr neatkarīgi no tā, cik dažādas ir skābes, tās visas disociācijas laikā veido ūdeņraža katjonus, kas nosaka virkni. kopīgās īpašības: skāba garša, indikatoru krāsas maiņa (lakmuss un metiloranžs), mijiedarbība ar citām vielām.

Tāda pati reakcija notiek starp metālu oksīdiem un lielāko daļu skābju

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Aprakstīsim reakcijas:

2) Otrajā reakcijā jāiegūst šķīstošs sāls. Daudzos gadījumos metāla mijiedarbība ar skābi praktiski nenotiek, jo iegūtais sāls ir nešķīstošs un pārklāj metāla virsmu ar aizsargplēvi, piemēram:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Nešķīstošs svina (II) sulfāts aptur skābes piekļuvi metālam, un reakcija apstājas, tiklīdz tā sākas. Šī iemesla dēļ lielākā daļa smago metālu praktiski nesadarbojas ar fosforskābēm, ogļskābēm un hidrosulfīda skābēm.

3) Trešā reakcija ir raksturīga skābju šķīdumiem, tāpēc nešķīstošās skābes, piemēram, silīcijskābe, nereaģē ar metāliem. Koncentrēts sērskābes šķīdums un šķīdums slāpekļskābe jebkuras koncentrācijas ar metāliem mijiedarbojas nedaudz savādāk, tāpēc metālu un šo skābju reakciju vienādojumi ir uzrakstīti citā shēmā. Atšķaidīts sērskābes šķīdums reaģē ar metāliem. stāvot virknē spriegumu līdz ūdeņradim, veidojot sāli un ūdeņradi.

4) Ceturtā reakcija ir tipiska jonu apmaiņas reakcija un notiek tikai tad, ja veidojas nogulsnes vai gāze.

Sāļi - tās ir sarežģītas vielas, kuru molekulas sastāv no metālu atomiem un skābju atlikumiem (dažreiz tās var saturēt ūdeņradi). Piemēram, NaCl ir nātrija hlorīds, CaSO4 ir kalcija sulfāts utt.

Gandrīz visi sāļi ir jonu savienojumi, tāpēc skābju atlikumu joni un metālu joni ir savstarpēji saistīti sāļos:

Na+Cl - nātrija hlorīds

Ca2+SO42 - kalcija sulfāts u.c.

Sāls ir skābes ūdeņraža atomu daļējas vai pilnīgas aizstāšanas produkts ar metālu.

Tādējādi izšķir šādus sāļu veidus:

1. Vidējie sāļi - visi ūdeņraža atomi skābē ir aizstāti ar metālu: Na2CO3, KNO3 utt.

2. Skābes sāļi - ne visi ūdeņraža atomi skābē ir aizstāti ar metālu. Protams, skābju sāļi var veidot tikai divbāziskas vai daudzbāziskas skābes. Vienbāziskās skābes nevar dot skābes sāļus: NaHCO3, NaH2PO4 utt. d.

3. Dubultie sāļi - divvērtīgās vai daudzvērtīgās skābes ūdeņraža atomi tiek aizstāti nevis ar vienu metālu, bet gan ar diviem dažādiem: NaKCO3, KAl(SO4)2 u.c.

4. Bāzes sāļus var uzskatīt par bāzu hidroksilgrupu nepilnīgas vai daļējas aizstāšanas ar skābiem atlikumiem produktiem: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl u.c.

Autors starptautiskā nomenklatūra Katras skābes sāls nosaukums cēlies no elementa latīņu nosaukuma. Piemēram, sērskābes sāļus sauc par sulfātiem: CaSO4 - kalcija sulfāts, MgSO4 - magnija sulfāts utt.; sālsskābes sāļus sauc par hlorīdiem: NaCl - nātrija hlorīds, ZnCI2 - cinka hlorīds utt.

Divbāzisko skābju sāļu nosaukumiem pievieno daļiņu “bi” vai “hidro”: Mg (HCl3) 2 - magnija bikarbonāts vai bikarbonāts.

Ja trīsbāziskā skābē tikai viens ūdeņraža atoms ir aizstāts ar metālu, tad pievieno priedēkli “dihidro”: NaH2PO4 ir nātrija dihidrogēnfosfāts.

Sāļi ir cietas vielas ar ļoti atšķirīgu šķīdību ūdenī.

Sāļu ķīmiskās īpašības nosaka to katjonu un anjonu īpašības, kas ir daļa no to sastāva.

1. Daži sāļi sadalās kalcinēšanas laikā:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Reaģējiet ar skābēm, veidojot jaunu sāli un jaunu skābi. Lai šī reakcija notiktu, skābei ir jābūt stiprākai par sāli, uz kuru skābe iedarbojas:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Mijiedarbojieties ar bāzēm, veidojot jaunu sāli un jaunu bāzi:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Mijiedarbojieties savā starpā, veidojot jaunus sāļus:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .

5. Mijiedarbojieties ar metāliem, kas atrodas darbības diapazonā līdz metālam, kas ir daļa no sāls.

Bāzes var mijiedarboties:

• ar nemetāliem

  6KOH + 3S → K2SO3 + 2K 2S + 3H2O;

• ar skābiem oksīdiem -

  2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;

• ar sāļiem (nokrišņi, gāzes izdalīšanās) -

  2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Ir arī citi veidi, kā iegūt:

• divu sāļu mijiedarbība -

  CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;

• metālu un nemetālu reakcija -
• skābo un bāzisko oksīdu kombinācija -

  SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;

• sāļu mijiedarbība ar metāliem -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Ķīmiskās īpašības

Šķīstošie sāļi ir elektrolīti un ir pakļauti disociācijas reakcijām. Mijiedarbojoties ar ūdeni, tie sadalās, t.i. sadalās pozitīvi un negatīvi lādētos jonos - attiecīgi katjonos un anjonos. Metālu joni ir katjoni, skābes atlikumi ir anjoni. Jonu vienādojumu piemēri:

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

Papildus metālu katjoniem sāļos var būt arī amonija (NH4+) un fosfonija (PH4+) katjoni.

Citas reakcijas ir aprakstītas sāļu ķīmisko īpašību tabulā.

Rīsi. 3. Nogulumu izolācija mijiedarbībā ar bāzēm.

Daži sāļi, atkarībā no veida, karsējot sadalās metāla oksīdā un skābes atlikumā vai vienkāršas vielas. Piemēram, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

Ko mēs esam iemācījušies?

No 8. klases ķīmijas stundas uzzinājām par sāļu īpašībām un veidiem. Kompleksie neorganiskie savienojumi sastāv no metāliem un skābju atlikumiem. Var ietvert ūdeņradi (skābes sāļus), divus metālus vai divus skābes atlikumus. Tās ir cietas kristāliskas vielas, kas veidojas skābju vai sārmu reakciju rezultātā ar metāliem. Reaģē ar bāzēm, skābēm, metāliem, citiem sāļiem.

Pamati – kompleksas vielas, kas sastāv no metāla katjona Me + (vai metālam līdzīga katjona, piemēram, amonija jona NH 4 +) un hidroksīda anjona OH -.

Pamatojoties uz to šķīdību ūdenī, bāzes iedala šķīstošs (sārms) un nešķīstošās bāzes . Arī ir nestabils pamats kas spontāni sadalās.

Pamatojuma iegūšana

1. Bāzes oksīdu mijiedarbība ar ūdeni. Tajā pašā laikā tie reaģē ar ūdeni tikai normālos apstākļos tie oksīdi, kas atbilst šķīstošai bāzei (sārmam). Tie. šādā veidā jūs varat tikai iegūt sārmi:

bāzes oksīds + ūdens = bāze

piemēram , nātrija oksīds veidojas ūdenī nātrija hidroksīds(nātrija hidroksīds):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Tajā pašā laikā par vara (II) oksīds ar ūdens nereaģē:

CuO + H 2 O ≠

2. Metālu mijiedarbība ar ūdeni. Kurā reaģēt ar ūdeninormālos apstākļostikai sārmu metāli(litijs, nātrijs, kālijs, rubīdijs, cēzijs), kalcijs, stroncijs un bārijs.Šajā gadījumā notiek redoksreakcija, ūdeņradis darbojas kā oksidētājs, un metāls darbojas kā reducētājs.

metāls + ūdens = sārms + ūdeņradis

piemēram, kālijs reaģē ar ūdens ļoti vardarbīgs:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Dažu sārmu metālu sāļu šķīdumu elektrolīze. Parasti, lai iegūtu sārmus, tiek veikta elektrolīze sārmu vai sārmzemju metālu un bezskābekļa sāļu šķīdumi (izņemot fluorūdeņražu) - hlorīdi, bromīdi, sulfīdi utt. Šis jautājums ir sīkāk apskatīts rakstā .

piemēram , nātrija hlorīda elektrolīze:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

4. Bāzes veidojas, mijiedarbojoties citiem sārmiem ar sāļiem. Šajā gadījumā mijiedarbojas tikai šķīstošās vielas, un produktos jāveido nešķīstošs sāls vai nešķīstoša bāze:

vai

sārms + sāls 1 = sāls 2 ↓ + sārms

Piemēram: kālija karbonāts šķīdumā reaģē ar kalcija hidroksīdu:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Piemēram: vara (II) hlorīds šķīdumā reaģē ar nātrija hidroksīdu. Tajā pašā laikā tas samazinās zilas vara(II) hidroksīda nogulsnes:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Nešķīstošo bāzu ķīmiskās īpašības

1. Nešķīstošās bāzes mijiedarbojas ar stiprām skābēm un to oksīdiem (un dažas vidējas skābes). Tajā pašā laikā tie veidojas sāls un ūdens.

nešķīstoša bāze + skābe = sāls + ūdens

nešķīstoša bāze + skābs oksīds = sāls + ūdens

piemēram ,vara (II) hidroksīds mijiedarbojas ar spēcīgu sālsskābi:

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

Šajā gadījumā vara (II) hidroksīds nesadarbojas ar skābo oksīdu vājš ogļskābe - oglekļa dioksīds:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Nešķīstošās bāzes karsējot sadalās oksīdā un ūdenī.

piemēram, Dzelzs (III) hidroksīds, kalcinējot, sadalās dzelzs (III) oksīdā un ūdenī:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Nešķīstošās bāzes nesadarbojasar amfotēriem oksīdiem un hidroksīdiem.

nešķīstoša bāze + amfoteriskais oksīds ≠

nešķīstoša bāze + amfoteriskais hidroksīds ≠

4. Dažas nešķīstošās bāzes var darboties kāreducējošie līdzekļi. Reducētāji ir bāzes, ko veido metāli ar minimums vai vidējais oksidācijas stāvoklis, kas var palielināt to oksidācijas pakāpi (dzelzs (II) hidroksīds, hroma (II) hidroksīds utt.).

Piemēram , Dzelzs (II) hidroksīdu var oksidēt ar atmosfēras skābekli ūdens klātbūtnē līdz dzelzs (III) hidroksīdam:

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

Sārmu ķīmiskās īpašības

1. Sārmi mijiedarbojas ar jebkuru skābes - gan stipras, gan vājas . Šajā gadījumā veidojas sāls un ūdens. Šīs reakcijas sauc neitralizācijas reakcijas. Iespējams, izglītība skābes sāls, ja skābe ir daudzbāziska, pie noteiktas reaģentu attiecības vai in liekā skābe. AT lieko sārmu Vidēji veidojas sāls un ūdens:

sārms (pārmērīgs) + skābe \u003d vidējs sāls + ūdens

sārms + daudzbāziskā skābe (pārpalikums) = skābes sāls + ūdens

piemēram , nātrija hidroksīds, mijiedarbojoties ar trīsbāzisku fosforskābi, var veidot 3 veidu sāļus: dihidrofosfāti, fosfāti vai hidrofosfāti.

Šajā gadījumā dihidrofosfāti veidojas skābes pārpalikumā vai reaģentu molārā attiecībā (vielu daudzumu attiecība) 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Ar sārmu un skābes daudzuma molāro attiecību 2: 1 veidojas hidrofosfāti:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

Sārmu pārpalikumā vai pie sārmu un skābes molārās attiecības 3:1 veidojas sārmu metālu fosfāts.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Sārmi mijiedarbojas aramfoteriskie oksīdi un hidroksīdi. Kurā kausē veidojas parastie sāļi , a šķīdumā - kompleksie sāļi .

sārms (kausējums) + amfoteriskais oksīds = vidēja sāls + ūdens

sārms (kausējums) + amfoteriskais hidroksīds = vidēji sāls + ūdens

sārms (šķīdums) + amfoteriskais oksīds = kompleksais sāls

sārms (šķīdums) + amfoteriskais hidroksīds = kompleksais sāls

piemēram , kad alumīnija hidroksīds reaģē ar nātrija hidroksīdu kausējumā veidojas nātrija alumināts. Skābāks hidroksīds veido skābes atlikumu:

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

BET šķīdumā veidojas komplekss sāls:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Pievērsiet uzmanību tam, kā tiek sastādīta kompleksā sāls formula:vispirms mēs izvēlamies centrālo atomu (toparasti tas ir metāls no amfoteriskā hidroksīda).Pēc tam pievienojiet tam ligandi- mūsu gadījumā tie ir hidroksīda joni. Ligandu skaits, kā likums, ir 2 reizes lielāks par centrālā atoma oksidācijas pakāpi. Bet alumīnija komplekss ir izņēmums, tā ligandu skaits visbiežāk ir 4. Iegūto fragmentu ievietojam kvadrātiekavās - tas ir komplekss jons. Mēs nosakām tā uzlādi un pievienojam to ārpusē pareizā summa katjonus vai anjonus.

3. Sārmi mijiedarbojas ar skābiem oksīdiem. Ir iespējams veidot skābs vai vidēja sāls, atkarībā no sārmu un skābes oksīda molārās attiecības. Sārmu pārpalikumā veidojas vidējais sāls, un skābā oksīda pārpalikumā veidojas skābes sāls:

sārms (pārmērīgs) + skābes oksīds \u003d vidējs sāls + ūdens

vai:

sārms + skābs oksīds (pārpalikums) = skābes sāls

piemēram , mijiedarbojoties nātrija hidroksīda pārpalikums Ar oglekļa dioksīdu veidojas nātrija karbonāts un ūdens:

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

Un mijiedarbojoties oglekļa dioksīda pārpalikums ar nātrija hidroksīdu veidojas tikai nātrija bikarbonāts:

2NaOH + CO 2 = NaHCO 3

4. Sārmi mijiedarbojas ar sāļiem. sārmi reaģē tikai ar šķīstošiem sāļiemšķīdumā, ar nosacījumu, ka produkti veido gāzi vai nogulsnes . Šīs reakcijas notiek saskaņā ar mehānismu jonu apmaiņa.

sārms + šķīstošs sāls = sāls + atbilstošs hidroksīds

Sārmi mijiedarbojas ar metālu sāļu šķīdumiem, kas atbilst nešķīstošiem vai nestabiliem hidroksīdiem.

piemēram, nātrija hidroksīds mijiedarbojas ar vara sulfātu šķīdumā:

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

Arī sārmi mijiedarbojas ar amonija sāļu šķīdumiem.

piemēram , kālija hidroksīds mijiedarbojas ar amonija nitrāta šķīdumu:

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

! Amfoteru metālu sāļiem mijiedarbojoties ar sārmu pārpalikumu, veidojas komplekss sāls!

Apskatīsim šo jautājumu sīkāk. Ja sāls, ko veido metāls, kuram amfoteriskais hidroksīds , mijiedarbojas ar nelielu daudzumu sārmu, tad notiek parastā apmaiņas reakcija un izgulsnējasšī metāla hidroksīds .

piemēram , cinka sulfāta pārpalikums šķīdumā reaģē ar kālija hidroksīdu:

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

Tomēr šajā reakcijā veidojas nevis bāze, bet gan mfoteriskais hidroksīds. Un, kā jau minējām iepriekš, amfoteriskie hidroksīdi izšķīst sārmu pārpalikumā, veidojot kompleksus sāļus . T Tādējādi cinka sulfāta mijiedarbības laikā ar lieko sārmu šķīdumu veidojas komplekss sāls, neveidojas nogulsnes:

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

Tādējādi mēs iegūstam 2 shēmas metālu sāļu, kas atbilst amfoteriskajiem hidroksīdiem, mijiedarbībai ar sārmiem:

amfoteriskais metāla sāls (pārmērīgs) + sārms = amfoteriskais hidroksīds↓ + sāls

amf.metāla sāls + sārms (pārpalikums) = kompleksais sāls + sāls

5. Sārmi mijiedarbojas ar skābiem sāļiem.Šajā gadījumā veidojas vidēji vai mazāk skābi sāļi.

skābs sāls + sārms \u003d vidējais sāls + ūdens

piemēram , Kālija hidrosulfīts reaģē ar kālija hidroksīdu, veidojot kālija sulfītu un ūdeni:

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

Ļoti ērti ir noteikt skābo sāļu īpašības, garīgi sadalot skābu sāli 2 vielās - skābē un sālī. Piemēram, mēs sadalām nātrija bikarbonātu NaHCO 3 par urīnskābi H 2 CO 3 un nātrija karbonātu Na 2 CO 3 . Bikarbonāta īpašības lielā mērā nosaka ogļskābes īpašības un nātrija karbonāta īpašības.

6. Sārmi mijiedarbojas ar metāliem šķīdumā un kūst. Šajā gadījumā šķīdumā notiek redoksreakcija kompleksais sāls un ūdeņradis, kausē - vidēja sāls un ūdeņradis.

Piezīme! Ar sārmiem šķīdumā reaģē tikai tie metāli, kuros oksīds ar minimālo pozitīvo metāla oksidācijas pakāpi ir amfoterisks!

piemēram , dzelzs nereaģē ar sārma šķīdumu, dzelzs (II) oksīds ir bāzisks. BET alumīnija izšķīst sārmu ūdens šķīdumā, alumīnija oksīds ir amfotērisks:

2Al + 2NaOH + 6H2 + O = 2Na + 3H20

7. Sārmi mijiedarbojas ar nemetāliem. Šajā gadījumā notiek redoksreakcijas. Parasti, nemetāli nesamērīgi sārmos. nereaģēt ar sārmiem skābeklis, ūdeņradis, slāpeklis, ogleklis un inertās gāzes (hēlijs, neons, argons utt.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Sērs, hlors, broms, jods, fosfors un citi nemetāli nesamērīgi sārmos (t.i. pašoksidējas-pašlabošanās).

Piemēram, hlorsmijiedarbojoties ar auksts sārms nonāk oksidācijas pakāpēs -1 un +1:

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

Hlors mijiedarbojoties ar karsts sārms nonāk oksidācijas pakāpēs -1 un +5:

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

Silīcijs oksidēts ar sārmiem līdz oksidācijas pakāpei +4.

piemēram, šķīdumā:

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

Fluors oksidē sārmus:

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

Vairāk par šīm reakcijām varat lasīt rakstā.

8. Karsējot sārmi nesadalās.

Izņēmums ir litija hidroksīds:

2LiOH \u003d Li 2O + H2O

sāļi sauc par kompleksām vielām, kuru molekulas sastāv no metālu atomiem un skābju atlikumiem (dažkārt tās var saturēt ūdeņradi). Piemēram, NaCl ir nātrija hlorīds, CaSO 4 ir kalcija sulfāts utt.

Praktiski Visi sāļi ir jonu savienojumi tāpēc sāļos skābju atlikumu joni un metālu joni ir savstarpēji saistīti:

Na + Cl - - nātrija hlorīds

Ca 2+ SO 4 2– - kalcija sulfāts u.c.

Sāls ir skābes ūdeņraža atomu daļējas vai pilnīgas aizstāšanas produkts ar metālu. Tādējādi izšķir šādus sāļu veidus:

1. Vidēji sāļi- visi ūdeņraža atomi skābē tiek aizstāti ar metālu: Na 2 CO 3, KNO 3 utt.

2. Skābie sāļi- ne visi ūdeņraža atomi skābē ir aizstāti ar metālu. Protams, skābju sāļi var veidot tikai divbāziskas vai daudzbāziskas skābes. Vienbāziskās skābes nevar dot skābos sāļus: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 utt. d.

3. Dubultie sāļi- div- vai daudzbāziskā skābes ūdeņraža atomi tiek aizstāti nevis ar vienu metālu, bet gan ar diviem dažādiem: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 utt.

4. Bāzes sāļi var uzskatīt par bāzu hidroksilgrupu nepilnīgas vai daļējas aizstāšanas produktiem ar skābiem atlikumiem: Al(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl u.c.

Saskaņā ar starptautisko nomenklatūru katras skābes sāls nosaukums cēlies no elementa latīņu nosaukuma. Piemēram, sērskābes sāļus sauc par sulfātiem: CaSO 4 - kalcija sulfāts, Mg SO 4 - magnija sulfāts utt.; sālsskābes sāļus sauc par hlorīdiem: NaCl - nātrija hlorīds, ZnCI 2 - cinka hlorīds utt.

Divbāzisku skābju sāļu nosaukumiem pievieno daļiņu "bi" vai "hidro": Mg (HCl 3) 2 - magnija bikarbonāts vai bikarbonāts.

Ar nosacījumu, ka trīsbāziskā skābē tikai viens ūdeņraža atoms ir aizstāts ar metālu, tad pievieno prefiksu "dihidro": NaH 2 PO 4 - nātrija dihidrogēnfosfāts.

Sāļi ir cietas vielas, kurām ir plašs šķīdības diapazons ūdenī.

Sāļu ķīmiskās īpašības

Sāļu ķīmiskās īpašības nosaka to katjonu un anjonu īpašības, kas ir daļa no to sastāva.

1. Dažas sāļi sadalās kalcinējot:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reaģēt ar skābēm lai izveidotu jaunu sāli un jaunu skābi. Lai šī reakcija notiktu, skābei ir jābūt stiprākai par sāli, uz kuru skābe iedarbojas:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Mijiedarbojieties ar bāzēm, veidojot jaunu sāli un jaunu bāzi:

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

4. Mijiedarbojieties viens ar otru ar jaunu sāļu veidošanos:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Mijiedarboties ar metāliem, kas atrodas sāls sastāvā esošā metāla darbības diapazonā:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Vai jums ir kādi jautājumi? Vai vēlaties uzzināt vairāk par sāļiem?
Lai saņemtu palīdzību no pasniedzēja -.
Pirmā nodarbība bez maksas!

blog.site, pilnībā vai daļēji kopējot materiālu, ir nepieciešama saite uz avotu.

Mūsdienu ķīmijas zinātne ir ļoti dažādas nozares, un katrai no tām papildus teorētiskajai bāzei ir liela lietišķa un praktiska nozīme. Neatkarīgi no tā, kam pieskaraties, viss apkārt ir produkti ķīmiskā ražošana. Galvenās sadaļas ir neorganiskas un organiskā ķīmija. Apsveriet, kuras galvenās vielu klases ir klasificētas kā neorganiskas un kādas tām piemīt īpašības.

Galvenās neorganisko savienojumu kategorijas

Tie ietver:

1. Oksīdi.
2. Sāls.
3. Pamati.
4. Skābes.

Katru no klasēm pārstāv ļoti dažādi neorganiskie savienojumi, un tā ir svarīga gandrīz jebkurā cilvēka saimnieciskās un rūpnieciskās darbības struktūrā. Visas galvenās šiem savienojumiem raksturīgās īpašības, atrašanās dabā un iegūšana tiek nesekmīgi apgūta skolas ķīmijas kursā, 8.-11.klasē.

Ir vispārīga oksīdu, sāļu, bāzu, skābju tabula, kurā ir sniegti piemēri katrai no vielām un to agregācijas stāvoklim, atrodoties dabā. Tas arī parāda mijiedarbību, kas apraksta Ķīmiskās īpašības. Tomēr mēs apsvērsim katru no klasēm atsevišķi un sīkāk.

Savienojumu grupa - oksīdi

4. Reakcijas, kuru rezultātā elementi maina CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reaģenta ūdens: skābes veidošanās (SiO 2 izņēmums)

KO + ūdens = skābe

2. Reakcijas ar bāzēm:

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

3. Reakcijas ar bāziskajiem oksīdiem: sāļu veidošanās

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

4. OVR reakcijas:

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

Tiem piemīt divējādas īpašības, mijiedarbojas pēc skābes-bāzes metodes principa (ar skābēm, sārmiem, bāzes oksīdiem, skābju oksīdiem). Tie nesadarbojas ar ūdeni.

1. Ar skābēm: sāļu un ūdens veidošanās

AO + skābe \u003d sāls + H 2 O

2. Ar bāzēm (sārmiem): hidrokso kompleksu veidošanās

Al 2 O 3 + LiOH + ūdens \u003d Li

3. Reakcijas ar skābju oksīdiem: sāļu iegūšana

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reakcijas ar RO: sāļu veidošanās, saplūšana

MnO + Rb 2 O = dubultsāls Rb 2 MnO 2

5. Kodolsintēzes reakcijas ar sārmiem un sārmu metālu karbonātiem: sāļu veidošanās

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

Tie neveido skābes vai sārmus. Izstādīt šauri specifiskas īpašības.

Katrs augstākais oksīds, ko veido gan metāls, gan nemetāls, izšķīdinot ūdenī, rada spēcīgu skābi vai sārmu.

Organiskās un neorganiskās skābes

Klasiskā skanējumā (pamatojoties uz ED pozīcijām - elektrolītiskā disociācija- skābes ir savienojumi, kas ūdens vidē sadalās katjonos H + un skābes atlikumu An - anjonos. Taču mūsdienās skābes ir rūpīgi pētītas bezūdens apstākļos, tāpēc ir daudz dažādu teoriju par hidroksīdiem.

Oksīdu, bāzu, skābju, sāļu empīriskās formulas sastāv tikai no simboliem, elementiem un rādītājiem, kas norāda to daudzumu vielā. Piemēram, neorganiskās skābes izsaka ar formulu H + skābes atlikums n-. Organiskajām vielām ir atšķirīgs teorētiskais kartējums. Papildus empīriskajam, viņiem varat rakstīt pilnu un saīsinātu strukturālā formula, kas atspoguļos ne tikai molekulas sastāvu un daudzumu, bet arī atomu secību, to savstarpējo saistību un galveno funkcionālo grupu karbonskābēm -COOH.

Neorganiskajās skābes visas skābes iedala divās grupās:

• bezskābekļa - HBr, HCN, HCL un citi;
• skābekli saturošs (okso skābes) - HClO 3 un viss, kur ir skābeklis.

Arī neorganiskās skābes tiek klasificētas pēc stabilitātes (stabilas vai stabilas - viss, izņemot ogļskābi un sērskābi, nestabilās vai nestabilās - ogļskābās un sērskābes). Pēc stipruma skābes var būt stipras: sērskābe, sālsskābe, slāpekļskābe, perhlorskābe un citas, kā arī vājas: sērūdeņradis, hipohlorskābe un citas.

Organiskā ķīmija nemaz nepiedāvā tādu daudzveidību. Skābes, kas dabā ir organiskas, ir karbonskābes. Viņi kopīga iezīme- funkcionālās grupas -COOH klātbūtne. Piemēram, HCOOH (antitic), CH 3 COOH (etiķskābe), C 17 H 35 COOH (stearīnskābe) un citi.

Ir vairākas skābes, kuras īpaši rūpīgi tiek uzsvērtas, aplūkojot šo tēmu skolas ķīmijas kursā.

1. Sāls.
2. Slāpeklis.
3. Ortofosfors.
4. Hidrobromisks.
5. Ogles.
6. Jods.
7. Sērskābe.
8. Etiķskābe vai etāns.
9. Butāns vai eļļa.
10. Benzoīds.

Šīs 10 skābes ķīmijā ir attiecīgās klases pamatvielas gan skolas kursā, gan vispār rūpniecībā un sintēzē.

Neorganisko skābju īpašības

Galvenās fizikālās īpašības galvenokārt būtu attiecināmas uz atšķirīgu agregācijas stāvokli. Galu galā ir vairākas skābes, kurām normālos apstākļos ir kristālu vai pulveru forma (borskābe, ortofosfors). Lielākā daļa zināmo neorganisko skābju ir dažādi šķidrumi. Atšķiras arī viršanas un kušanas temperatūra.

Skābes var izraisīt smagus apdegumus, jo tām ir spēks iznīcināt organiskos audus un ādas pārklājums. Skābju noteikšanai izmanto indikatorus:

• metiloranžs (normālā vidē - oranžs, skābēs - sarkans),
• lakmuss (neitrālā krāsā - violets, skābēs - sarkans) vai daži citi.

Vissvarīgākās ķīmiskās īpašības ietver spēju mijiedarboties gan ar vienkāršām, gan sarežģītām vielām.

Neorganisko skābju ķīmiskās īpašības

Ar ko viņi mijiedarbojas?	Reakcijas piemērs
1. Ar vienkāršām vielām-metāliem. Obligāts nosacījums: metālam ECHRNM ir jāatrodas pirms ūdeņraža, jo pēc ūdeņraža stāvošie metāli nespēj to izspiest no skābju sastāva. Reakcijas rezultātā vienmēr veidojas ūdeņradis gāzes un sāls veidā.
2. Ar pamatnēm. Reakcijas rezultāts ir sāls un ūdens. Šādas spēcīgu skābju reakcijas ar sārmiem sauc par neitralizācijas reakcijām.	Jebkura skābe (stipra) + šķīstoša bāze = sāls un ūdens
3. Ar amfoteriskajiem hidroksīdiem. Apakšējā līnija: sāls un ūdens.	2HNO 2 + berilija hidroksīds \u003d Be (NO 2) 2 (vidējs sāls) + 2H 2 O
4. Ar bāzes oksīdiem. Rezultāts: ūdens, sāls.	2HCL + FeO = dzelzs (II) hlorīds + H 2 O
5. Ar amfoteriskajiem oksīdiem. Galīgais efekts: sāls un ūdens.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Ar sāļiem, ko veido vājākas skābes. Galīgais efekts: sāls un vāja skābe.	2HBr + MgCO 3 = magnija bromīds + H 2 O + CO 2

Mijiedarbojoties ar metāliem, ne visas skābes reaģē vienādi. Ķīmija (9. klase) skolā paredz ļoti sekli šādu reakciju izpēti, tomēr arī šajā līmenī, mijiedarbojoties ar metāliem, tiek ņemtas vērā koncentrētas slāpekļskābes un sērskābes specifiskās īpašības.

Hidroksīdi: sārmi, amfotēriskas un nešķīstošas ​​bāzes

Oksīdi, sāļi, bāzes, skābes – visām šīm vielu klasēm ir kopīga ķīmiskā daba, ko izskaidro struktūra kristāla režģis, kā arī atomu savstarpējā ietekme molekulu sastāvā. Tomēr, ja par oksīdiem varēja dot pilnībā konkrēta definīcija, tad skābēm un bāzēm tas ir grūtāk izdarāms.

Tāpat kā skābes, saskaņā ar ED teoriju bāzes ir vielas, kas ūdens šķīdumā var sadalīties metālu katjonos Me n + un hidrokso grupu OH - anjonos.

• Šķīstošs vai sārmains ( spēcīgas pamatnes, mainot Veidojas metāli I, II grupas. Piemērs: KOH, NaOH, LiOH (tas ir, tiek ņemti vērā tikai galveno apakšgrupu elementi);
• Nedaudz šķīstošs vai nešķīstošs (vidēja stipruma, nemaina indikatoru krāsu). Piemērs: magnija hidroksīds, dzelzs (II), (III) un citi.
• Molekulārā (vājas bāzes, ūdens vidē tās atgriezeniski sadalās jonos-molekulās). Piemērs: N 2 H 4, amīni, amonjaks.
• Amfoteriskie hidroksīdi (uzrāda dubultās bāziskās-skābes īpašības). Piemērs: berilijs, cinks un tā tālāk.

Katra pārstāvētā grupa tiek apgūta skolas ķīmijas kursā sadaļā "Pamati". Ķīmijas 8.-9. klase ietver detalizētu sārmu un slikti šķīstošu savienojumu izpēti.

Pamatu galvenās raksturīgās īpašības

Visi sārmi un slikti šķīstošie savienojumi dabā ir sastopami cietā kristāliskā stāvoklī. Tajā pašā laikā to kušanas temperatūra parasti ir zema, un slikti šķīstošie hidroksīdi karsējot sadalās. Bāzes krāsa ir atšķirīga. Ja sārms balta krāsa, tad slikti šķīstošo un molekulāro bāzu kristāli var būt ļoti dažādās krāsās. Vairuma savienojumu šķīdība šī klase var apskatīt tabulā, kurā uzrādītas oksīdu, bāzu, skābju, sāļu formulas, parādīta to šķīdība.

Sārmi spēj mainīt indikatoru krāsu šādi: fenolftaleīns - aveņu, metiloranžs - dzeltens. To nodrošina brīva hidrokso grupu klātbūtne šķīdumā. Tāpēc slikti šķīstošās bāzes nedod šādu reakciju.

Katras bāzu grupas ķīmiskās īpašības ir atšķirīgas.

Ķīmiskās īpašības
sārmi	slikti šķīstošās bāzes	Amfoteriskie hidroksīdi
I. Mijiedarbība ar KO (kopā — sāls un ūdens): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + ūdens II. Mijiedarbība ar skābēm (sāli un ūdeni): parastās neitralizācijas reakcijas (skatīt skābes) III. Mijiedarbojieties ar AO, veidojot sāls un ūdens hidroksokokompleksu: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O vai Na 2 IV. Mijiedarbojoties ar amfoteriskajiem hidroksīdiem, veidojot hidrokso kompleksu sāļus: Tas pats, kas ar AO, tikai bez ūdens V. Mijiedarbojoties ar šķīstošiem sāļiem, veidojot nešķīstošus hidroksīdus un sāļus: 3CsOH + dzelzs (III) hlorīds = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Mijiedarboties ar cinku un alumīniju ūdens šķīdumā, veidojot sāļus un ūdeņradi: 2RbOH + 2Al + ūdens = komplekss ar hidroksīda jonu 2Rb + 3H 2	I. Sildot, tie var sadalīties: nešķīstošs hidroksīds = oksīds + ūdens II. Reakcijas ar skābēm (kopā: sāls un ūdens): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + ūdens III. Mijiedarbība ar KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sāls + H 2 O	I. Reaģē ar skābēm, veidojot sāli un ūdeni: (II) + 2HBr = CuBr 2 + ūdens II. Reaģē ar sārmiem: rezultāts - sāls un ūdens (stāvoklis: saplūšana) Zn(OH)2 + 2CsOH \u003d sāls + 2H 2O III. Tie reaģē ar spēcīgiem hidroksīdiem: rezultāts ir sāļi, ja reakcija notiek ūdens šķīdumā: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Šīs ir ķīmiskās īpašības, kas piemīt bāzēm. Bāzu ķīmija ir diezgan vienkārša un paklausa vispārīgi modeļi visi neorganiskie savienojumi.

Neorganisko sāļu klase. Klasifikācija, fizikālās īpašības

Pamatojoties uz ED noteikumiem, sāļus var saukt par neorganiskiem savienojumiem, kas ūdens šķīdumā sadalās metālu katjonos Me + n un skābes atlikumu An n- anjonos. Tātad jūs varat iedomāties sāli. Ķīmija sniedz vairāk nekā vienu definīciju, taču šī ir visprecīzākā.

Tajā pašā laikā visus sāļus pēc to ķīmiskās būtības iedala:

• Skābs (satur ūdeņraža katjonu). Piemērs: NaHSO4.
• Pamata (ar hidroksogrupu). Piemērs: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Vidēja (sastāv tikai no metāla katjona un skābes atlikuma). Piemērs: NaCL, CaSO 4.
• Dubults (ietver divus dažādus metāla katjonus). Piemērs: NaAl(SO 4) 3.
• Komplekss (hidroksokokompleksi, akvakompleksi un citi). Piemērs: K 2 .

Sāļu formulas atspoguļo to ķīmisko raksturu, kā arī runā par molekulas kvalitatīvo un kvantitatīvo sastāvu.

Oksīdiem, sāļiem, bāzēm, skābēm ir atšķirīga šķīdība, ko var redzēt attiecīgajā tabulā.

Ja mēs runājam par sāļu agregācijas stāvokli, tad jums jāievēro to viendabīgums. Tie pastāv tikai cietā, kristāliskā vai pulverveida stāvoklī. Krāsu shēma ir diezgan daudzveidīga. Sarežģītu sāļu šķīdumiem, kā likums, ir spilgtas piesātinātas krāsas.

Vidējo sāļu klases ķīmiskā mijiedarbība

Viņiem ir līdzīgas bāzu, skābju, sāļu ķīmiskās īpašības. Oksīdi, kā mēs jau esam apsvēruši, šajā faktorā nedaudz atšķiras no tiem.

Kopumā vidējiem sāļiem var izdalīt 4 galvenos mijiedarbības veidus.

I. Mijiedarbība ar skābēm (tikai spēcīga ED izteiksmē), veidojot citu sāli un vāju skābi:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcijas ar šķīstošiem hidroksīdiem ar sāļu un nešķīstošu bāzu parādīšanos:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 šķīstošs sāls + Cu(OH) 2 nešķīstoša bāze

III. Mijiedarbība ar citu šķīstošu sāli, veidojot nešķīstošu sāli un šķīstošu sāli:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcijas ar metāliem pa kreisi no tā, kas veido sāli EHRNM. Šajā gadījumā metāls, kas nonāk reakcijā, normālos apstākļos nedrīkst mijiedarboties ar ūdeni:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Šie ir galvenie mijiedarbības veidi, kas raksturīgi vidējiem sāļiem. Sarežģīto, bāzisko, dubulto un skābo sāļu formulas pašas par sevi runā par izteikto ķīmisko īpašību specifiku.

Oksīdu, bāzu, skābju, sāļu formulas atspoguļo visu šo neorganisko savienojumu klašu pārstāvju ķīmisko raksturu un turklāt sniedz priekšstatu par vielas nosaukumu un tās nosaukumu. fizikālās īpašības. Tāpēc viņu rakstīšana būtu jāmaksā Īpaša uzmanība. Milzīgs savienojumu klāsts piedāvā mums kopumā pārsteidzošu zinātni - ķīmiju. Oksīdi, bāzes, skābes, sāļi - tā ir tikai daļa no plašās daudzveidības.