Kemijske enačbe

kemična enačba je izraz reakcije s kemičnimi formulami. Kemijske enačbe kažejo, katere snovi vstopijo v kemijsko reakcijo in katere snovi nastanejo kot posledica te reakcije. Enačba je sestavljena na podlagi zakona o ohranitvi mase in prikazuje količinska razmerja snovi, ki sodelujejo v kemični reakciji.

Kot primer razmislite o interakciji kalijevega hidroksida s fosforno kislino:

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

Iz enačbe je razvidno, da 1 mol fosforne kisline (98 g) reagira s 3 moli kalijevega hidroksida (3 56 g). Kot rezultat reakcije nastane 1 mol kalijevega fosfata (212 g) in 3 mol vode (3 18 g).

98 + 168 = 266 g; 212 + 54 = 266 g vidimo, da je masa snovi, ki so vstopile v reakcijo, enaka masi reakcijskih produktov. Enačba kemične reakcije vam omogoča proizvodnjo različni izračuni povezana s to reakcijo.

Spojine so razdeljene v štiri razrede: okside, baze, kisline in soli.

oksidi so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik, t.j. oksid je spojina elementa s kisikom.

Ime oksidov je nastalo iz imena elementa, ki je del oksida. Na primer, BaO je barijev oksid. Če ima oksidni element spremenljivo valenco, je za imenom elementa v oklepaju njegova valenca označena z rimsko številko. Na primer, FeO je železov (I) oksid, Fe2O3 je železov (III) oksid.

Vsi oksidi so razdeljeni na soli, ki tvorijo in ne tvorijo soli.

Oksidi, ki tvorijo soli, so tisti oksidi, ki so posledica kemične reakcije tvorijo soli. To so oksidi kovin in nekovin, ki pri interakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, pri interakciji z bazami pa ustrezne kisle in normalne soli. Na primer, bakrov oksid (CuO) je oksid, ki tvori sol, ker na primer pri interakciji s klorovodikovo kislino (HCl) nastane sol:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Kot rezultat kemičnih reakcij lahko dobimo druge soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Oksidi, ki ne tvorijo soli, so tisti oksidi, ki ne tvorijo soli. Primeri so CO, N2O, NO.

Oksidi, ki tvorijo soli, so 3 vrste: bazični (iz besede "baza"), kisli in amfoterni.

Osnovni oksidi so oksidi kovin, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred baz. Osnovni oksidi vključujejo na primer Na2O, K2O, MgO, CaO itd.

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

1. Vodotopni bazični oksidi reagirajo z vodo in tvorijo baze:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Vzajemno delujejo s kislinskimi oksidi in tvorijo ustrezne soli

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3. Reagirajte s kislinami, da nastane sol in voda:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Reakcija z amfoternimi oksidi:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

5. Osnovni oksidi reagirajo s kislimi oksidi in tvorijo soli:

Na2O + SO3 = Na2SO4

Če je drugi element v sestavi oksidov nekovina ali kovina z višjo valenco (običajno kaže od IV do VII), bodo takšni oksidi kisli. Kislinski oksidi (anhidridi kislin) so oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred kislin. To so na primer CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itd. Kislinski oksidi se raztopijo v vodi in alkalijah ter tvorijo sol in vodo.

Kemijske lastnosti kislinskih oksidov

1. Vzajemno delujejo z vodo in tvorijo kislino:

SO3 + H2O → H2SO4.

Vendar vsi kisli oksidi ne reagirajo neposredno z vodo (SiO2 itd.).

2. Reagirajte z oksidi na osnovi, da nastane sol:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Vzajemno delujejo z alkalijami in tvorijo sol in vodo:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Amfoterni oksid vsebuje element, ki ima amfoterne lastnosti. Amfoternost se razume kot sposobnost spojin, da kažejo kisle in bazične lastnosti, odvisno od pogojev. Na primer, cinkov oksid ZnO je lahko tako baza kot kislina (Zn(OH)2 in H2ZnO2). Amfoternost se izraža v tem, da imajo amfoterni oksidi odvisno od pogojev bodisi bazične oz. kislinske lastnosti na primer - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na primer, amfoterna narava cinkovega oksida se kaže, ko je v interakciji s klorovodikovo kislino in natrijevim hidroksidom:

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O

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

Ker vsi amfoterni oksidi niso topni v vodi, je veliko težje dokazati amfoternost takšnih oksidov. Na primer, aluminijev oksid (III) v reakciji njegove fuzije s kalijevim disulfatom kaže bazične lastnosti, pri zlitju s hidroksidi pa kisle:

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

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O

Za različne amfoterne okside se lahko dvojnost lastnosti izrazi v različni meri. Na primer, cinkov oksid je enako lahko topen tako v kislinah kot v alkalijah, železov (III) oksid – Fe2O3 – pa ima pretežno bazične lastnosti.

Kemijske lastnosti amfoternih oksidov

1. Vzajemno delujejo s kislinami, da tvorijo sol in vodo:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Reagira s trdnimi alkalijami (med fuzijo), pri čemer nastane kot posledica reakcijske soli - natrijev cinkat in voda:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Ko cinkov oksid interagira z alkalijsko raztopino (isti NaOH), pride do druge reakcije:

ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.

Koordinacijsko število - značilnost, ki določa število najbližjih delcev: atomov ali ionov v molekuli ali kristalu. Vsaka amfoterna kovina ima svojo koordinacijsko številko. Za Be in Zn je to 4; For in Al je 4 ali 6; Za in Cr je 6 ali (zelo redko) 4;

Amfoterni oksidi se običajno ne raztopijo v vodi in z njo ne reagirajo.

Metode za pridobivanje oksidov iz preprostih snovi so bodisi neposredna reakcija elementa s kisikom:

ali razgradnjo kompleksnih snovi:

a) oksidi

4CrO3 = 2Cr2O3 + 3O2-

b) hidroksidi

Ca(OH)2 = CaO + H2O

c) kisline

H2CO3 = H2O + CO2-

CaCO3 = CaO +CO2

Kot tudi interakcija kislin - oksidantov s kovinami in nekovinami:

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

Okside lahko pridobimo z neposredno interakcijo kisika z drugim elementom ali posredno (na primer z razgradnjo soli, baz, kislin). V normalnih pogojih so oksidi v trdnem, tekočem in plinastem stanju, ta vrsta spojin je v naravi zelo pogosta. oksidi se nahajajo v Zemljina skorja. Rja, pesek, voda, ogljikov dioksid so oksidi.

Temelji- To so kompleksne snovi, v molekulah katerih so kovinski atomi povezani z eno ali več hidroksilnimi skupinami.

Baze so elektroliti, ki ob disociaciji tvorijo le hidroksidne ione kot anione.

NaOH \u003d Na + + OH -

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

Obstaja več znakov klasifikacije baz:

Glede na njihovo topnost v vodi delimo baze na alkalije in netopne. Alkalije so hidroksidi alkalijskih kovin (Li, Na, K, Rb, Cs) in zemeljskoalkalijskih kovin (Ca, Sr, Ba). Vse druge baze so netopne.

Glede na stopnjo disociacije se baze delijo na močni elektroliti(vse alkalije) in šibki elektroliti (netopne baze).

Glede na število hidroksilnih skupin v molekuli se baze delijo na eno kislino (1 OH skupina), na primer natrijev hidroksid, kalijev hidroksid, dikislino (2 OH skupini), na primer kalcijev hidroksid, baker (2) hidroksid in polikislina.

Kemijske lastnosti.

OH ioni - v raztopini določajo alkalno okolje.

Alkalijske raztopine spremenijo barvo indikatorjev:

Fenolftalein: brezbarvna ® malina,

lakmus: vijolična ® modra,

Metil oranžna: oranžna ® rumena.

Alkalijske raztopine reagirajo s kislinskimi oksidi in tvorijo soli tistih kislin, ki ustrezajo reakcijskim kislinskim oksidom. Glede na količino alkalij nastanejo srednje ali kisle soli. Na primer, ko kalcijev hidroksid reagira z ogljikovim monoksidom (IV), nastaneta kalcijev karbonat in voda:

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

In ko kalcijev hidroksid interagira s presežkom ogljikovega monoksida (IV), nastane kalcijev bikarbonat:

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

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

Vse baze reagirajo s kislinami in tvorijo sol in vodo, na primer: ko natrijev hidroksid reagira s klorovodikovo kislino, nastaneta natrijev klorid in voda:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

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

Bakrov (II) hidroksid se raztopi v klorovodikovi kislini, da nastane bakrov (II) klorid in voda:

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

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

Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2О.

Reakcija med kislino in bazo se imenuje reakcija nevtralizacije.

Netopne baze se pri segrevanju razgradijo v vodo in kovinski oksid, ki ustreza bazi, na primer:

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

Alkalije sodelujejo z raztopinami soli, če je izpolnjen eden od pogojev, da se reakcija ionske izmenjave zaključi (oborino),

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

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

Reakcija poteka zaradi vezave bakrovih kationov s hidroksidnimi ioni.

Ko barijev hidroksid reagira z raztopino natrijevega sulfata, nastane oborina barijevega sulfata.

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

Ba2+ + SO42- = BaSO4

Reakcija poteka zaradi vezave barijevih kationov in sulfatnih anionov.

kisline - To so kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo vodikove atome, ki jih je mogoče nadomestiti ali zamenjati za kovinske atome in kislinski ostanek.

Glede na prisotnost ali odsotnost kisika v molekuli kisline jih delimo na kisikove (H2SO4 žveplova kislina, H2SO3 žveplova kislina, HNO3 dušikova kislina, H3PO4 fosforjeva kislina, H2CO3 ogljikova kislina, H2SiO3 silicijeva kislina) in anoksične (HF fluorovodikova kislina). kislina, HCl klorovodikova kislina (klorovodikova kislina), HBr bromovodikova kislina, HI jodovodikova kislina, H2S hidrosulfidna kislina).

Glede na število vodikovih atomov v molekuli kisline so kisline enobazične (z 1 atomom H), dvobazične (z 2 atomoma H) in tribazične (s 3 atomi H).

A C S L O T S

Del molekule kisline brez vodika se imenuje kislinski ostanek.

Kislinski ostanki so lahko sestavljeni iz enega atoma (-Cl, -Br, -I) - to so preprosti kislinski ostanki, lahko pa so iz skupine atomov (-SO3, -PO4, -SiO3) - to so kompleksni ostanki.

V vodnih raztopinah se kislinski ostanki med reakcijami izmenjave in substitucije ne uničijo:

H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl

Beseda anhidrid pomeni brezvodno, torej kislino brez vode. na primer

H2SO4 - H2O → SO3. Anoksične kisline nimajo anhidridov.

Kisline so dobile ime po imenu elementa, ki tvori kislino (sredstvo za tvorbo kisline) z dodatkom končnic "naya" in manj pogosto "vaya": H2SO4 - žveplo; H2SO3 - premog; H2SiO3 - silicij itd.

Element lahko tvori več kisikovih kislin. V tem primeru bodo navedeni končnici v imenu kislin takrat, ko ima element največjo valenco (molekula kisline ima veliko vsebnost kisikovih atomov). Če ima element nižjo valenco, bo končnica v imenu kisline "čista": HNO3 - dušik, HNO2 - dušik.

Kisline lahko pridobimo z raztapljanjem anhidridov v vodi. Če so anhidridi netopni v vodi, lahko kislino pridobimo z delovanjem druge močnejše kisline na sol zahtevane kisline. Ta metoda je značilna tako za kisik kot anoksične kisline. Anoksične kisline dobimo tudi z neposredno sintezo iz vodika in nekovine, čemur sledi raztapljanje nastale spojine v vodi:

H2 + Cl2 → 2 HCl;

Dobljene rešitve plinaste snovi HCl in H2S sta obe kislini.

V normalnih pogojih so kisline tekoče in trdne.

Kemijske lastnosti kislin

1. Kislinske raztopine delujejo na indikatorje. Vse kisline (razen silicijeve kisline) se dobro raztopijo v vodi. Posebne snovi - indikatorji vam omogočajo, da ugotovite prisotnost kisline.

Indikatorji so snovi kompleksna struktura. Svojo barvo spreminjajo glede na interakcijo z različnimi kemikalije. V nevtralnih raztopinah imajo eno barvo, v raztopinah baz drugo. Pri interakciji s kislino spremenijo svojo barvo: indikator metil oranžne barve postane rdeč, indikator lakmusa postane rdeč.

2. Vzajemno delujejo z bazami, da nastane voda in sol, ki vsebuje nespremenjen kislinski ostanek (reakcija nevtralizacije):

H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O.

3. Reagirajte z oksidi na osnovi, da nastane voda in sol. Sol vsebuje kislinski ostanek kisline, ki je bila uporabljena v nevtralizacijski reakciji:

H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.

4. Interakcija s kovinami.

Za interakcijo kislin s kovinami morajo biti izpolnjeni nekateri pogoji:

1. Kovina mora biti dovolj aktivna glede na kisline (v nizu aktivnosti kovin se mora nahajati pred vodikom). Bolj na levi je kovina v nizu aktivnosti, intenzivneje deluje s kislinami;

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

Toda reakcija med raztopino klorovodikove kisline in bakra je nemogoča, saj je baker v nizu napetosti za vodikom.

2. Kislina mora biti dovolj močna (torej sposobna donirati H+ vodikove ione).

Med kemičnimi reakcijami kisline s kovinami nastane sol in se sprošča vodik (razen interakcije kovin z dušikovo in koncentrirano žveplovo kislino):

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;

Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.

Ne glede na to, kako različne so kisline, vse med disociacijo tvorijo vodikove katione, ki določajo vrsto skupne lastnosti: kisel okus, razbarvanje indikatorjev (lakmus in metil oranžna), interakcija z drugimi snovmi.

Ista reakcija poteka med kovinskimi oksidi in večino kislin

CuO+ H2SO4 = CuSO4+ H2O

Opišimo reakcije:

2) V drugi reakciji je treba dobiti topno sol. V mnogih primerih interakcija kovine s kislino praktično ne pride, ker je nastala sol netopna in prekrije površino kovine z zaščitnim filmom, na primer:

Рb + H2SO4 =/ PbSO4 + H2

Netopen svinčev (II) sulfat ustavi dostop kisline do kovine in reakcija se ustavi takoj, ko se začne. Iz tega razloga večina težkih kovin praktično ne sodeluje s fosforno, ogljikovo in hidrosulfidno kislino.

3) Tretja reakcija je značilna za kislinske raztopine, zato netopne kisline, kot je silicijeva kislina, ne reagirajo s kovinami. Koncentrirana raztopina in raztopina žveplove kisline dušikova kislina katere koli koncentracije delujejo s kovinami na nekoliko drugačen način, zato so enačbe reakcij med kovinami in temi kislinami zapisane v drugačni shemi. Razredčena raztopina žveplove kisline reagira s kovinami. ki stojijo v nizu napetosti do vodika in tvorijo sol in vodik.

4) Četrta reakcija je tipična reakcija ionske izmenjave in poteka le, če nastane oborina ali plin.

soli - to so kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislih ostankov (včasih lahko vsebujejo vodik). Na primer, NaCl je natrijev klorid, CaSO4 je kalcijev sulfat itd.

Skoraj vse soli so ionske spojine, zato so ioni kislinskih ostankov in kovinski ioni med seboj povezani v soli:

Na+Cl - natrijev klorid

Ca2+SO42 - kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt delne ali popolne zamenjave kislih vodikovih atomov s kovino.

Zato se razlikujejo naslednje vrste soli:

1. Srednje soli – vsi vodikovi atomi v kislini so nadomeščeni s kovino: Na2CO3, KNO3 itd.

2. Kislinske soli – vsi vodikovi atomi v kislini niso nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kislinske soli tvorijo samo dvobazične ali večbazične kisline. Enobazične kisline ne morejo dati kislinskih soli: NaHCO3, NaH2PO4 itd. d.

3. Dvojne soli - vodikovi atomi dvobazične ali polibazične kisline se ne nadomestijo z eno kovino, ampak z dvema različnima: NaKCO3, KAl(SO4)2 itd.

4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne zamenjave hidroksilnih skupin baz s kislimi ostanki: Al(OH)SO4, Zn(OH)Cl itd.

Avtor mednarodno nomenklaturo Ime soli vsake kisline izhaja iz latinskega imena elementa. Na primer, soli žveplove kisline se imenujejo sulfati: CaSO4 - kalcijev sulfat, MgSO4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI2 - cinkov klorid itd.

Imenu soli dvobazičnih kislin je dodan delec "bi" ali "hidro": Mg (HCl3) 2 - magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.

Pod pogojem, da je v tribazični kislini le en atom vodika nadomeščen s kovino, se doda predpona "dihidro": NaH2PO4 - natrijev dihidrogen fosfat.

Soli so trdne snovi z zelo različno topnostjo v vodi.

Kemične lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki so del njihove sestave.

1. Nekatere soli se pri žganju razgradijo:

CaCO3 = CaO + CO2

2. Reagirajte s kislinami, da nastane nova sol in nova kislina. Za izvedbo te reakcije je potrebno, da je kislina močnejša od soli, na katero kislina deluje:

2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl.

3. Interakcija z bazami, tvorba nove soli in nove baze:

Ba(OH)2 + MgSO4 → BaSO4↓ + Mg(OH)2.

4. Medsebojno delujejo, da tvorijo nove soli:

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 .

5. Interakcija s kovinami, ki so v območju delovanja do kovine, ki je del soli.

Baze lahko medsebojno delujejo:

• z nekovinami

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

• s kislimi oksidi -

  2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O;

• s solmi (padavine, sproščanje plinov) -

  2KOH + FeCl 2 → Fe(OH) 2 + 2KCl.

Obstajajo tudi drugi načini za pridobitev:

• interakcija dveh soli -

  CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓;

• reakcija kovin in nekovin -
• kombinacija kislih in bazičnih oksidov -

  SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4;

• interakcija soli s kovinami -

  Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu.

Kemijske lastnosti

Topne soli so elektroliti in so predmet disociacijskih reakcij. Pri interakciji z vodo razpadejo, t.j. disociirajo na pozitivno in negativno nabite ione - katione oziroma anione. Kovinski ioni so kationi, kislinski ostanki so anioni. Primeri ionskih enačb:

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

Poleg kovinskih kationov so lahko v soli prisotni amonijevi (NH4 +) in fosfonijevi (PH4 +) kationi.

Druge reakcije so opisane v tabeli kemijskih lastnosti soli.

riž. 3. Izolacija sedimenta pri interakciji z bazami.

Nekatere soli, odvisno od vrste, se pri segrevanju razgradijo v kovinski oksid in kislinski ostanek ali v preproste snovi. Na primer, CaCO 3 → CaO + CO 2, 2AgCl → Ag + Cl 2.

Kaj smo se naučili?

Pri pouku kemije v 8. razredu smo spoznali značilnosti in vrste soli. Kompleksne anorganske spojine so sestavljene iz kovin in kislinskih ostankov. Lahko vključuje vodik (kislinske soli), dve kovini ali dva kislinska ostanka. To so trdne kristalne snovi, ki nastanejo kot posledica reakcij kislin ali alkalij s kovinami. Reagira z bazami, kislinami, kovinami, drugimi solmi.

Temelji – kompleksne snovi, ki so sestavljene iz kovinskega kationa Me + (ali kovini podobnega kationa, na primer amonijevega iona NH 4 +) in hidroksidnega aniona OH -.

Glede na njihovo topnost v vodi delimo baze na topen (alkalijski) in netopne baze . Imeti tudi nestabilne podlage ki se spontano razgradijo.

Pridobivanje razlogov

1. Interakcija bazičnih oksidov z vodo. Hkrati z vodo reagirajo le v normalnih pogojih tisti oksidi, ki ustrezajo topni bazi (alkaliji). tiste. na ta način lahko le dobiš alkalije:

osnovni oksid + voda = baza

na primer , natrijev oksid tvori v vodi natrijev hidroksid(natrijev hidroksid):

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

Hkrati o bakrov (II) oksid z voda ne reagira:

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija kovin z vodo. Pri čemer reagirajo z vodopod normalnimi pogojisamo alkalijske kovine(litij, natrij, kalij, rubidij, cezij), kalcij, stroncij in barij.V tem primeru pride do redoks reakcije, vodik deluje kot oksidant, kovina pa kot redukcijsko sredstvo.

kovina + voda = alkalija + vodik

na primer, kalij reagira z voda zelo nasilno:

2K 0 + 2H 2 + O → 2K + OH + H 2 0

3. Elektroliza raztopin nekaterih soli alkalijskih kovin. Za pridobitev alkalij se praviloma podvrže elektrolizi raztopine soli, ki jih tvorijo alkalijske ali zemeljskoalkalijske kovine in anoksične kisline (razen fluorovodikove) - kloridi, bromidi, sulfidi itd. To vprašanje je podrobneje obravnavano v članku .

na primer , elektroliza natrijevega klorida:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

4. Baze nastanejo pri interakciji drugih alkalij s solmi. V tem primeru medsebojno delujejo samo topne snovi, v produktih pa naj nastane netopna sol ali netopna baza:

oz

lug + sol 1 = sol 2 ↓ + lug

Na primer: kalijev karbonat v raztopini reagira s kalcijevim hidroksidom:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 ↓ + 2KOH

Na primer: bakrov (II) klorid v raztopini reagira z natrijevim hidroksidom. Hkrati pa pade modra oborina bakrovega(II) hidroksida:

CuCl 2 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Kemijske lastnosti netopnih baz

1. Netopne baze medsebojno delujejo z močnimi kislinami in njihovimi oksidi (in nekaj srednjih kislin). Hkrati se oblikujejo sol in voda.

netopna baza + kislina = sol + voda

netopna baza + kislinski oksid = sol + voda

na primer ,bakrov (II) hidroksid deluje z močno klorovodikovo kislino:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O

V tem primeru bakrov (II) hidroksid ne komunicira s kislim oksidom šibka ogljikova kislina - ogljikov dioksid:

Cu(OH) 2 + CO 2 ≠

2. Netopne baze se pri segrevanju razgradijo v oksid in vodo.

na primer, železov (III) hidroksid se pri žganju razgradi v železov (III) oksid in vodo:

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

3. Netopne baze ne medsebojno delujejoz amfoternimi oksidi in hidroksidi.

netopna baza + amfoterni oksid ≠

netopna baza + amfoterni hidroksid ≠

4. Nekatere netopne baze lahko delujejo kotredukcijskih sredstev. Reducenti so baze, ki jih tvorijo kovine s minimalno oz vmesno oksidacijsko stanje, kar lahko poveča njihovo oksidacijsko stanje (železov (II) hidroksid, krom (II) hidroksid itd.).

na primer železov (II) hidroksid lahko oksidiramo z atmosferskim kisikom v prisotnosti vode v železov (III) hidroksid:

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

Kemijske lastnosti alkalij

1. Alkalije delujejo s katerim koli kisline - tako močne kot šibke . V tem primeru nastaneta sol in voda. Te reakcije se imenujejo nevtralizacijske reakcije. Po možnosti izobraževanje kislinska sol, če je kislina polibazična, pri določenem razmerju reagentov ali v presežek kisline. AT presežek alkalij povprečno nastane sol in voda:

alkalija (presežek) + kislina \u003d srednja sol + voda

alkalija + polibazična kislina (presežek) = kislinska sol + voda

na primer , natrijev hidroksid lahko pri interakciji s tribazično fosforno kislino tvori 3 vrste soli: dihidrofosfati, fosfati oz hidrofosfati.

V tem primeru nastanejo dihidrofosfati v presežku kisline ali pri molskem razmerju (razmerje količin snovi) reagentov 1:1.

NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O

Z molarnim razmerjem količine alkalije in kisline 2: 1 nastanejo hidrofosfati:

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

V presežku alkalij ali pri molskem razmerju alkalij in kisline 3:1 nastane fosfat alkalijske kovine.

3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O

2. Alkalije sodelujejo zamfoterni oksidi in hidroksidi. Pri čemer v talini nastanejo navadne soli , a v raztopini - kompleksne soli .

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

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

alkalija (raztopina) + amfoterni oksid = kompleksna sol

alkalija (raztopina) + amfoterni hidroksid = kompleksna sol

na primer , ko aluminijev hidroksid reagira z natrijevim hidroksidom v talini nastane natrijev aluminat. Bolj kisli hidroksid tvori kislinski ostanek:

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

AMPAK v raztopini nastane kompleksna sol:

NaOH + Al(OH) 3 = Na

Bodite pozorni na to, kako je sestavljena formula kompleksne soli:najprej izberemo osrednji atom (dopraviloma je kovina iz amfoternega hidroksida).Nato ji dodajte ligande- v našem primeru so to hidroksidni ioni. Število ligandov je praviloma 2-krat večje od oksidacijskega stanja osrednjega atoma. Toda aluminijev kompleks je izjema, njegovo število ligandov je najpogosteje 4. Nastali fragment priložimo v oglatih oklepajih - to je kompleksen ion. Določimo njegov naboj in ga dodamo zunaj pravi znesek kationi ali anioni.

3. Alkalije medsebojno delujejo s kislimi oksidi. Možno je oblikovati kislo oz srednja sol, odvisno od molskega razmerja alkalijskih in kislinskih oksidov. V presežku alkalije nastane povprečna sol, v presežku kislega oksida pa kisla sol:

alkalija (presežek) + kislinski oksid \u003d srednja sol + voda

ali:

alkalija + kislinski oksid (presežek) = kislinska sol

na primer , pri interakciji presežek natrijevega hidroksida Z ogljikovim dioksidom nastaneta natrijev karbonat in voda:

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

In pri interakciji presežek ogljikovega dioksida z natrijevim hidroksidom nastane samo natrijev bikarbonat:

2NaOH + CO2 = NaHCO3

4. Alkalije medsebojno delujejo s solmi. alkalije reagirajo samo s topnimi solmi v raztopini, pod pogojem, da produkti tvorijo plin ali oborino . Te reakcije potekajo po mehanizmu ionska izmenjava.

alkalija + topna sol = sol + ustrezen hidroksid

Alkalije medsebojno delujejo z raztopinami kovinskih soli, ki ustrezajo netopnim ali nestabilnim hidroksidom.

na primer, natrijev hidroksid deluje z bakrovim sulfatom v raztopini:

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

Tudi alkalije medsebojno delujejo z raztopinami amonijevih soli.

na primer , kalijev hidroksid deluje z raztopino amonijevega nitrata:

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

! Ko soli amfoternih kovin medsebojno delujejo s presežkom alkalij, nastane kompleksna sol!

Oglejmo si to vprašanje podrobneje. Če je sol, ki jo tvori kovina, na katero amfoterni hidroksid , medsebojno deluje z majhno količino alkalij, nato poteka običajna reakcija izmenjave in se oborihidroksid te kovine .

na primer , presežek cinkovega sulfata reagira v raztopini s kalijevim hidroksidom:

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

Vendar v tej reakciji ne nastane baza, ampak mphoterni hidroksid. In kot smo že omenili, amfoterni hidroksidi se raztopijo v presežku alkalij, da tvorijo kompleksne soli . T Tako med interakcijo cinkovega sulfata z presežek alkalne raztopine nastane kompleksna sol, ne nastane oborina:

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

Tako dobimo 2 shemi za interakcijo kovinskih soli, ki ustrezata amfoternim hidroksidom, z alkalijami:

amfoterna kovinska sol (presežek) + alkalija = amfoterni hidroksid↓ + sol

amph.kovinska sol + alkalija (presežek) = kompleksna sol + sol

5. Alkalije sodelujejo s kislimi solmi.V tem primeru nastanejo srednje soli ali manj kisle soli.

kisla sol + alkalija \u003d srednja sol + voda

na primer , Kalijev hidrosulfit reagira s kalijevim hidroksidom, da nastane kalijev sulfit in voda:

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

Zelo priročno je določiti lastnosti kislinskih soli tako, da miselno razbijemo kislo sol na 2 snovi - kislino in sol. Natrijev bikarbonat NaHCO 3 na primer razgradimo v sečno kislino H 2 CO 3 in natrijev karbonat Na 2 CO 3 . Lastnosti bikarbonata v veliki meri določajo lastnosti ogljikove kisline in lastnosti natrijevega karbonata.

6. Alkalije medsebojno delujejo s kovinami v raztopini in se talijo. V tem primeru pride do redoks reakcije v raztopini kompleksna sol in vodik, v talini - srednja sol in vodik.

Opomba! Z alkalijami v raztopini reagirajo le tiste kovine, v katerih je oksid z minimalnim pozitivnim oksidacijskim stanjem kovine amfoteren!

na primer , železo ne reagira z alkalijsko raztopino, železov (II) oksid je bazičen. AMPAK aluminij raztopi se v vodni raztopini alkalij, aluminijev oksid je amfoteren:

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

7. Alkalije sodelujejo z nekovinami. V tem primeru potekajo redoks reakcije. običajno, nekovine, nesorazmerne v alkalijah. ne reagiraj z alkalijami kisik, vodik, dušik, ogljik in inertni plini (helij, neon, argon itd.):

NaOH + O 2 ≠

NaOH + N 2 ≠

NaOH+C≠

Žveplo, klor, brom, jod, fosfor in druge nekovine nesorazmerno v alkalijah (tj. samooksidirajo-samopopravljajo).

Na primer, klorpri interakciji z hladna alkalija preide v oksidacijski stanji -1 in +1:

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

klor pri interakciji z vroča lug preide v oksidacijski stanji -1 in +5:

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

silicij oksidira z alkalijami do oksidacijskega stanja +4.

na primer, v rešitvi:

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

Fluor oksidira alkalije:

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

Več o teh reakcijah si lahko preberete v članku.

8. Alkalije se pri segrevanju ne razgradijo.

Izjema je litijev hidroksid:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

soli imenujemo kompleksne snovi, katerih molekule so sestavljene iz kovinskih atomov in kislinskih ostankov (včasih lahko vsebujejo vodik). Na primer, NaCl je natrijev klorid, CaSO 4 je kalcijev sulfat itd.

Praktično Vse soli so ionske spojine zato so v soli med seboj povezani ioni kislinskih ostankov in kovinski ioni:

Na + Cl - - natrijev klorid

Ca 2+ SO 4 2– - kalcijev sulfat itd.

Sol je produkt delne ali popolne zamenjave kislih vodikovih atomov s kovino. Zato se razlikujejo naslednje vrste soli:

1. Srednje soli- vsi vodikovi atomi v kislini so nadomeščeni s kovino: Na 2 CO 3, KNO 3 itd.

2. Kislinske soli- vsi vodikovi atomi v kislini niso nadomeščeni s kovino. Seveda lahko kislinske soli tvorijo samo dvobazične ali večbazične kisline. Enobazične kisline ne morejo dati kislinskih soli: NaHCO 3, NaH 2 PO 4 itd. d.

3. Dvojne soli- vodikovi atomi dvobazične ali polibazične kisline se ne nadomestijo z eno kovino, ampak z dvema različnima: NaKCO 3, KAl(SO 4) 2 itd.

4. Bazične soli lahko obravnavamo kot produkte nepopolne ali delne substitucije hidroksilnih skupin baz s kislimi ostanki: Al(OH)SO 4 , Zn(OH)Cl itd.

Po mednarodni nomenklaturi ime soli vsake kisline izhaja iz latinskega imena elementa. Na primer, soli žveplove kisline se imenujejo sulfati: CaSO 4 - kalcijev sulfat, Mg SO 4 - magnezijev sulfat itd.; soli klorovodikove kisline imenujemo kloridi: NaCl - natrijev klorid, ZnCI 2 - cinkov klorid itd.

Imenu soli dvobazičnih kislin je dodan delec "bi" ali "hidro": Mg (HCl 3) 2 - magnezijev bikarbonat ali bikarbonat.

Pod pogojem, da je v tribazni kislini le en atom vodika nadomeščen s kovino, se doda predpona "dihidro": NaH 2 PO 4 - natrijev dihidrogen fosfat.

Soli so trdne snovi, ki imajo širok razpon topnosti v vodi.

Kemične lastnosti soli

Kemične lastnosti soli so določene z lastnostmi kationov in anionov, ki so del njihove sestave.

1. nekaj soli se pri žganju razgradijo:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2. Reakcija s kislinami da nastane nova sol in nova kislina. Za izvedbo te reakcije je potrebno, da je kislina močnejša od soli, na katero kislina deluje:

2NaCl + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2HCl.

3. Interakcija z bazami, ki tvori novo sol in novo osnovo:

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

4. Interakcija med seboj s tvorbo novih soli:

NaCl + AgNO 3 → AgCl + NaNO 3 .

5. Interakcija s kovinami, ki so v območju aktivnosti do kovine, ki je del soli:

Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu↓.

Imaš kakšno vprašanje? Želite izvedeti več o soli?
Če želite dobiti pomoč od mentorja -.
Prva lekcija je brezplačna!

blog.site, pri popolnem ali delnem kopiranju gradiva je potrebna povezava do vira.

Sodobna kemijska znanost je najrazličnejših vej in vsaka od njih ima poleg teoretične osnove velik uporabni in praktični pomen. Karkoli se dotaknete, vse okoli so izdelki kemična proizvodnja. Glavni deli so anorganski in organska kemija. Razmislite, katere glavne razrede snovi so razvrščene kot anorganske in kakšne lastnosti imajo.

Glavne kategorije anorganskih spojin

Ti vključujejo naslednje:

1. Oksidi.
2. sol
3. Temelji.
4. kisline.

Vsak od razredov je predstavljen s široko paleto anorganskih spojin in je pomemben v skoraj vsaki strukturi človekove gospodarske in industrijske dejavnosti. Vse glavne lastnosti, značilne za te spojine, ki so v naravi in ​​​​dobi, se brez izjeme preučujejo v šolskem tečaju kemije v 8-11 razredih.

Obstaja splošna tabela oksidov, soli, baz, kislin, ki predstavlja primere vsake od snovi in ​​njihovega agregacijskega stanja v naravi. Prikazuje tudi interakcije, ki opisujejo Kemijske lastnosti. Vendar bomo vsakega od razredov obravnavali posebej in podrobneje.

Skupina spojin - oksidi

4. Reakcije, zaradi katerih elementi spremenijo CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagent voda: tvorba kisline (izjema SiO 2)

KO + voda = kislina

2. Reakcije z bazami:

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

3. Reakcije z bazičnimi oksidi: nastajanje soli

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

4. OVR reakcije:

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

Kažejo dvojne lastnosti, medsebojno delujejo po principu kislinsko-bazične metode (s kislinami, alkalijami, bazičnimi oksidi, kislinskimi oksidi). Ne sodelujejo z vodo.

1. S kislinami: tvorba soli in vode

AO + kislina \u003d sol + H 2 O

2. Z bazami (alkalijami): tvorba hidrokso kompleksov

Al 2 O 3 + LiOH + voda \u003d Li

3. Reakcije s kislinskimi oksidi: priprava soli

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reakcije z RO: tvorba soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvojna sol Rb 2 MnO 2

5. Fuzijske reakcije z alkalijami in karbonati alkalijskih kovin: tvorba soli

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

Ne tvorijo kislin ali alkalij. Razstavljajte ozko specifične lastnosti.

Vsak višji oksid, ki ga tvorita tako kovina kot nekovina, ko je raztopljen v vodi, daje močno kislino ali alkalijo.

Organske in anorganske kisline

V klasičnem zvoku (na podlagi pozicij ED - elektrolitična disociacija- kisline so spojine, ki v vodnem mediju disociirajo na katione H + in anione kislinskih ostankov An - . Danes pa so kisline skrbno preučevali v brezvodnih pogojih, zato obstaja veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H + kislinski ostanek n-. Organske snovi imajo drugačno teoretično preslikavo. Poleg empiričnih lahko zanje napišete celotno in skrajšano strukturna formula, ki bo odražal ne le sestavo in količino molekule, temveč tudi vrstni red atomov, njihovo medsebojno razmerje in glavno funkcionalno skupino za karboksilne kisline -COOH.

V anorganskih so vse kisline razdeljene v dve skupini:

• anoksični - HBr, HCN, HCL in drugi;
• ki vsebujejo kisik (okso kisline) - HClO 3 in vse, kjer je kisik.

Prav tako so anorganske kisline razvrščene glede na stabilnost (stabilne ali stabilne - vse razen ogljikove in žveplove, nestabilne ali nestabilne - ogljikove in žveplove). Po jakosti so kisline lahko močne: žveplova, klorovodikova, dušikova, perklorovodikova in druge, pa tudi šibke: vodikov sulfid, hipoklorova in druge.

Organska kemija sploh ne ponuja takšne raznolikosti. Kisline, ki so organske narave, so karboksilne kisline. Njim skupna lastnost- prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HCOOH (antična), CH 3 COOH (ocetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) in drugi.

Obstajajo številne kisline, ki so še posebej skrbno poudarjene pri obravnavi te teme pri šolskem tečaju kemije.

1. sol
2. dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodična.
5. Premog.
6. jod.
7. žveplovo.
8. Ocetna ali etan.
9. Butan ali olje.
10. benzojska.

Teh 10 kislin v kemiji so temeljne snovi ustreznega razreda tako v šolskem tečaju kot na splošno v industriji in sintezi.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti je treba pripisati predvsem drugačnemu agregacijskemu stanju. Navsezadnje obstajajo številne kisline, ki imajo v normalnih pogojih obliko kristalov ali prahov (borove, ortofosforne). Velika večina znanih anorganskih kislin je različnih tekočin. Razlikujejo se tudi vrelišče in tališče.

Kisline lahko povzročijo hude opekline, saj imajo moč uničiti organsko tkivo in prevleka kože. Indikatorji se uporabljajo za odkrivanje kislin:

• metil oranžna (v normalnem okolju - oranžna, v kislinah - rdeča),
• lakmus (v nevtralnem - vijolična, v kislinah - rdeča) ali nekateri drugi.

Najpomembnejše kemične lastnosti vključujejo sposobnost interakcije s preprostimi in zapletenimi snovmi.

Kemijske lastnosti anorganskih kislin

S čim so v interakciji?	Primer reakcije
1. S preprostimi snovmi-kovinami. Predpogoj: kovina mora stati v ECHRNM pred vodikom, saj je kovine, ki stojijo za vodikom, ne morejo izpodriniti iz sestave kislin. Kot rezultat reakcije vedno nastane vodik v obliki plina in soli.
2. Z osnovami. Rezultat reakcije sta sol in voda. Takšne reakcije močnih kislin z alkalijami imenujemo nevtralizacijske reakcije.	Vsaka kislina (močna) + topna baza = sol in voda
3. Z amfoternimi hidroksidi. Na koncu: sol in voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid \u003d Be (NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. Z bazičnimi oksidi. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = železov (II) klorid + H 2 O
5. Z amfoternimi oksidi. Končni učinek: sol in voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. S solmi, ki jih tvorijo šibkejše kisline. Končni učinek: sol in šibka kislina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

Pri interakciji s kovinami ne reagirajo vse kisline na enak način. Kemija (9. razred) v šoli vključuje zelo površno študijo takšnih reakcij, vendar se tudi na tej ravni upoštevajo posebne lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline pri interakciji s kovinami.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vsi ti razredi snovi imajo skupno kemična narava, razloženo s strukturo kristalna mreža, pa tudi medsebojni vpliv atomov v sestavi molekul. Vendar, če je bilo za okside mogoče dati v celoti posebna definicija, potem je za kisline in baze to težje narediti.

Tako kot kisline so po teoriji ED baze snovi, ki se lahko v vodni raztopini razgradijo na kovinske katione Me n + in anione hidrokso skupin OH - .

• Topen ali alkalijski ( močne podlage, spreminjajo Tvorijo kovine I, II skupine. Primer: KOH, NaOH, LiOH (to pomeni, da se upoštevajo elementi samo glavnih podskupin);
• Rahlo topen ali netopen (srednje jakosti, ne spreminjajte barve indikatorjev). Primer: magnezijev hidroksid, železo (II), (III) in drugi.
• Molekularne (šibke baze, v vodnem mediju reverzibilno disociirajo v ione-molekule). Primer: N 2 H 4, amini, amoniak.
• Amfoterni hidroksidi (pokažejo dvojne lastnosti bazične kisline). Primer: berilij, cink in tako naprej.

Vsaka zastopana skupina se študira v šolskem tečaju kemije v oddelku "Osnove". Kemija 8-9 razreda vključuje podrobno študijo alkalij in redko topnih spojin.

Glavne značilne lastnosti baz

Vse alkalije in težko topne spojine najdemo v naravi v trdnem kristalnem stanju. Hkrati so njihova tališča praviloma nizka, slabo topni hidroksidi pa se pri segrevanju razgradijo. Osnovna barva je drugačna. Če alkalna bela barva, potem so lahko kristali težko topnih in molekularnih baz zelo različnih barv. Topnost večine spojin ta razred si lahko ogledate v tabeli, ki prikazuje formule oksidov, baz, kislin, soli, prikazuje njihovo topnost.

Alkalije lahko spremenijo barvo indikatorjev na naslednji način: fenolftalein - malina, metil oranžna - rumena. To zagotavlja prosta prisotnost hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so različne.

Kemijske lastnosti
alkalije	težko topne baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (skupaj - sol in voda): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kislinami (sol in voda): običajne nevtralizacijske reakcije (glej kisline) III. Interakcija z AO, da nastane hidroksokopleks soli in vode: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O ali Na 2 IV. Vzajemno delujejo z amfoternimi hidroksidi, da tvorijo hidrokso kompleksne soli: Enako kot pri AO, le brez vode V. Vzajemno delujejo s topnimi solmi, da nastanejo netopni hidroksidi in soli: 3CsOH + železov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interakcija s cinkom in aluminijem v vodni raztopini, da nastanejo soli in vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2	I. Pri segrevanju se lahko razgradijo: netopen hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kislinami (skupaj: sol in voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija z KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sol + H 2 O	I. Reagira s kislinami, da nastane sol in voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sol + 2H 2 O III. Reagirajo z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

To so največje kemične lastnosti, ki jih izkazujejo baze. Kemija baz je precej preprosta in je uboga splošni vzorci vse anorganske spojine.

Razred anorganskih soli. Razvrstitev, fizikalne lastnosti

Na podlagi določb ED lahko soli imenujemo anorganske spojine, ki v vodni raztopini disociirajo na kovinske katione Me + n in anione kislinskih ostankov An n- . Torej si lahko predstavljate sol. Kemija daje več kot eno definicijo, vendar je ta najbolj natančna.

Hkrati so glede na njihovo kemično naravo vse soli razdeljene na:

• Kisla (vsebuje vodikov kation). Primer: NaHSO4.
• Bazična (ima hidrokso skupino). Primer: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Medij (sestoji samo iz kovinskega kationa in kislinskega ostanka). Primer: NaCL, CaSO 4.
• Dvojni (vključuje dva različna kovinska kationa). Primer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi in drugi). Primer: K 2 .

Formule soli odražajo njihovo kemično naravo, govorijo pa tudi o kvalitativni in kvantitativni sestavi molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različno topnost, kar je razvidno iz ustrezne tabele.

Če govorimo o stanju agregacije soli, potem morate opaziti njihovo enotnost. Obstajajo le v trdnem, kristaliničnem ali prahu. Barvna shema je precej raznolika. Raztopine kompleksnih soli imajo praviloma svetle nasičene barve.

Kemijske interakcije za razred srednjih soli

Imajo podobne kemijske lastnosti kot baze, kisline, soli. Oksidi se, kot smo že obravnavali, v tem dejavniku nekoliko razlikujejo od njih.

Za srednje soli lahko ločimo 4 glavne vrste interakcij.

I. Interakcija s kislinami (samo močne glede na ED) s tvorbo druge soli in šibke kisline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topnimi hidroksidi s pojavom soli in netopnih baz:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topna sol + Cu(OH) 2 netopna baza

III. Interakcija z drugo topno soljo, da nastane netopna in topna sol:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s kovinami levo od tiste, ki tvori sol v EHRNM. V tem primeru kovina, ki vstopa v reakcijo, v normalnih pogojih ne bi smela komunicirati z vodo:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za srednje soli. Formule kompleksnih, bazičnih, dvojnih in kislih soli same po sebi govorijo o specifičnosti izraženih kemičnih lastnosti.

Formule oksidov, baz, kislin, soli odražajo kemično naravo vseh predstavnikov teh razredov anorganskih spojin, poleg tega pa dajejo predstavo o imenu snovi in ​​njenem fizične lastnosti. Zato je treba njihovo pisanje plačati Posebna pozornost. Ogromna raznolikost spojin nam ponuja na splošno neverjetno znanost – kemijo. Oksidi, baze, kisline, soli - to je le del velike raznolikosti.