Dobijanje normalnih soli. Soli: primjeri, sastav, nazivi i hemijska svojstva
Kada čujete riječ "sol", prva asocijacija je, naravno, kuharska, bez koje će svako jelo izgledati neukusno. Ali ovo nije jedina supstanca koja pripada klasi hemikalija soli. Primjeri, sastav i Hemijska svojstva U ovom članku možete pronaći soli, a također naučiti kako pravilno oblikovati ime bilo koje od njih. Prije nego što nastavimo, složimo se, u ovom članku ćemo razmotriti samo anorganske srednje soli (dobivene reakcijom neorganskih kiselina s potpunom zamjenom vodika).
Definicija i hemijski sastav
Jedna od definicija soli je:
- (tj. sastoji se od dva dijela), što uključuje ione metala i kiseli ostatak. To jest, to je tvar koja nastaje reakcijom kiseline i hidroksida (oksida) bilo kojeg metala.
Postoji još jedna definicija:
- Ovo jedinjenje, koje je proizvod potpune ili djelomične zamjene kiselih vodikovih jona metalnim ionima (pogodno za srednje, bazično i kiselo).
Obje definicije su tačne, ali ne odražavaju cjelokupnu suštinu procesa proizvodnje soli.
Klasifikacija soli
S obzirom na različite predstavnike klase soli, možete vidjeti da su to:
- Sadrže kisik (soli sumporne, dušične, silicijske i drugih kiselina, čiji kiseli ostatak uključuje kisik i još jedan nemetal).
- Bezkiseonički, odnosno soli koje nastaju tokom reakcije, čiji ostatak ne sadrži kiseonik, - hlorovodonična, bromovodična, sumporovodična i dr.
Po broju supstituisanih vodonika:
- Jednobazni: hlorovodonični, azot, jodid vodonik i drugi. Kiselina sadrži jedan ion vodonika.
- Dvobazni: dva vodonikova jona se zamenjuju metalnim jonima tokom formiranja soli. Primjeri: sumporni, sumporni, vodonik sulfid i drugi.
- Trobazni: u sastavu kiseline tri vodikova jona su zamijenjena metalnim jonima: fosfornim.
Postoje i druge vrste klasifikacija po sastavu i svojstvima, ali ih nećemo analizirati, jer je svrha članka malo drugačija.
Naučite pravilno imenovati
Svaka tvar ima ime koje je razumljivo samo stanovnicima određene regije, naziva se i trivijalnim. Kuhinjska so je primjer kolokvijalnog naziva, a prema međunarodnoj nomenklaturi zvat će se drugačije. Ali u razgovoru, apsolutno svako ko poznaje nomenklaturu imena lako će shvatiti da je riječ o tvari s kemijskom formulom NaCl. Ova so se dobija iz hlorovodonične kiseline, a njegove soli se nazivaju hloridi, odnosno naziva se natrijum hlorid. Vi samo trebate naučiti nazive soli prikazane u tabeli ispod, a zatim dodati naziv metala koji je formirao sol.
Ali ime je tako lako sastaviti ako metal ima stalnu valenciju. A sada pogledajmo ime), u kojem je metal s promjenjivom valentnošću FeCl 3. Supstanca se zove željezni klorid. Ovo ime je tačno!
| Kisela formula | Ime kiseline | Kiselinski ostatak (formula) | Naziv nomenklature | Primjer i trivijalno ime |
| HCl | fiziološki rastvor | Cl - | hlorid | NaCl (kuhinjska so, kamena so) |
| HI | jodnovodni | ja - | jodid | NaI |
| HF | fluorovodik | Ž - | fluorida | NaF |
| HBr | bromovodična | Br - | bromid | NaBr |
| H 2 SO 3 | sumporna | SO 3 2- | sulfit | Na 2 SO 3 |
| H 2 SO 4 | sumporna | SO 4 2- | sulfat | CaSO 4 (anhidrit) |
| HClO | hipohlorni | ClO - | hipohlorit | NaClO |
| HClO 2 | hlorid | ClO 2 - | hlorit | NaClO 2 |
| HClO 3 | hlor | ClO 3 - | hlorat | NaClO 3 |
| HClO 4 | hlor | ClO 4 - | perklorat | NaClO 4 |
| H 2 CO 3 | ugalj | CO 3 2- | karbonat | CaCO 3 (krečnjak, kreda, mermer) |
| HNO 3 | nitrogen | NE 3 - | nitrata | AgNO 3 (lapis) |
| HNO 2 | azotni | NE 2 - | nitrita | KNO 2 |
| H 3 PO 4 | fosforne | PO 4 3- | fosfat | AlPO 4 |
| H 2 SiO 3 | silicijum | SiO 3 2- | silikat | Na 2 SiO 3 (tečno staklo) |
| HMnO 4 | mangan | MnO 4 - | permanganat | KMnO 4 (kalijev permanganat) |
| H 2 CrO 4 | hrom | CrO 4 2- | hromat | CaCrO 4 |
| H 2 S | hidrogen sulfid | S- | sulfid | HgS (cinober) |
Hemijska svojstva
Kao klasu, soli se po svojim hemijskim svojstvima odlikuju činjenicom da mogu komunicirati sa alkalijama, kiselinama, solima i aktivnijim metalima:
1. Prilikom interakcije sa alkalijama u rastvoru, preduslov za reakciju je taloženje jedne od nastalih supstanci.
2. Kod interakcije sa kiselinama, reakcija se odvija ako se formira isparljiva kiselina, nerastvorljiva kiselina ili nerastvorljiva so. primjeri:
- Isparljive kiseline uključuju ugljičnu kiselinu, jer se lako razlaže na vodu i ugljični dioksid: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2.
- Nerastvorljiva kiselina - silicijum, nastaje kao rezultat reakcije silikata sa drugom kiselinom.
- Jedan od znakova hemijske reakcije je precipitacija. Koje soli se mogu naći u tabeli rastvorljivosti.
3. Međusobna interakcija soli nastaje samo u slučaju vezivanja jona, odnosno taloži se jedna od nastalih soli.
4. Da biste utvrdili da li će se reakcija između metala i soli nastaviti, potrebno je pogledati tabelu napona metala (ponekad se naziva i nizom aktivnosti).
Samo aktivniji metali (koji se nalaze lijevo) mogu istisnuti metal iz soli. Primjer je reakcija željeznog eksera s bakrenim sulfatom:
CuSO 4 + Fe = Cu + FeSO 4
Takve reakcije su karakteristične za većinu predstavnika klase soli. Ali postoje i specifičnije reakcije u hemiji, svojstva soli su pojedinačna i odražavaju, na primjer, raspadanje tijekom žarenja ili stvaranje kristalnih hidrata. Svaka sol je individualna i neobična na svoj način.
Definicija soli u okviru teorije disocijacije. Soli se obično dijele u tri grupe: srednje, kiselo i osnovno. U intermedijarnim solima svi atomi vodika odgovarajuće kiseline su zamijenjeni atomima metala, u kiselim solima samo su djelomično zamijenjeni, u bazičnim solima OH grupe odgovarajuće baze su djelimično zamijenjeni kiselinskim ostacima.
Postoje i neke druge vrste soli kao npr dvostruke soli, koji sadrže dva različita kationa i jedan anjon: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (silvinit), KAl (SO 4) 2 (kalijum alum); miješane soli, koji sadrže jedan kation i dva različita anjona: CaOCl 2 (ili Ca (OCl) Cl); kompleksne soli, koji uključuju kompleksni jon, koji se sastoji od centralnog atoma vezanog za nekoliko ligandi: K 4 (žuta krvna so), K 3 (crvena krvna so), Na, Cl; hidratizirane soli(kristalni hidrati), koji sadrže molekule voda za kristalizaciju: CuSO 4 5H 2 O (bakar sulfat), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberova so).
Naziv soli nastaju od imena anjona iza kojeg slijedi ime kationa.
Za soli anoksičnih kiselina, nazivu nemetala dodaje se sufiks id, na primjer natrijum hlorid NaCl, gvožđe sulfid (H) FeS, itd.
Prilikom imenovanja soli kiselina koje sadrže kisik, završetak se dodaje latinskom korijenu naziva elementa u slučaju viših oksidacijskih stanja — am, u slučaju nižih oksidacijskih stanja, završetak -it. U nazivima nekih kiselina, prefiks se koristi za označavanje nižih oksidacijskih stanja nemetala hipo, za soli perhlorne i manganske kiseline koristite prefiks po-, na primjer: kalcijum karbonat CaCO 3, gvožđe (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3, gvožđe (II) sulfit FeSO 3, kalijum hipohlorit KOSl, kalijum hlorit KOSl 2, kalijum hlorat KOSl 3, kalijum perhlorat KOSl 4, kalijum permanganat KMnO 4, K kalijum dihromat 2 O 7.
Kiseline i bazične soli može se smatrati proizvodom nepotpune konverzije kiselina i baza. Prema međunarodnoj nomenklaturi, atom vodika koji je dio kisele soli označen je prefiksom hidro-, OH grupa - sa prefiksom hidroksi, NaHS - natrijum hidrosulfid, NaHSO 3 - natrijum hidrosulfit, Mg (OH) Cl - magnezijum hidroksihlorid, Al (OH) 2 Cl - aluminijum dihidroksihlorid.
U nazivima kompleksnih jona prvo se navode ligandi, a zatim naziv metala sa odgovarajućim oksidacionim stanjem (rimski brojevi u zagradama). U nazivima kompleksnih katjona koriste se ruski nazivi metala, na primjer: Cl 2 - tetraamin bakar (II) hlorid, 2 SO 4 - diamin srebro sulfat (1). U nazivima kompleksnih anjona koriste se latinski nazivi metala sa sufiksom -at, na primjer: K [Al (OH) 4] - kalijum tetrahidroksialuminat, Na - natrijum tetrahidroksihromat, K 4 - kalijum heksacijanoferat (H).
Nazivi hidratizirane soli (kristalnih hidrata) formiraju se na dva načina. Može se koristiti gore opisani složeni sistem imenovanja kationa; na primjer, bakar sulfat SO 4 H 2 0 (ili CuSO 4 5H 2 O) može se nazvati tetraakvamirani (II) sulfat. Međutim, za najpoznatije hidratizirane soli, najčešće se broj molekula vode (stepen hidratacije) označava brojčanim prefiksom uz riječ "hidratirati", na primjer: CuSO 4 5H 2 O - bakar sulfat (I) pentahidrat, Na 2 SO 4 10H 2 O - natrijum sulfat dekahidrat, CaCl 2 2H 2 O - kalcijum hlorid dihidrat.
Rastvorljivost soli
Prema njihovoj rastvorljivosti u vodi, soli se dele na rastvorljive (P), nerastvorljive (H) i slabo rastvorljive (M). Za određivanje rastvorljivosti soli koristite tablicu rastvorljivosti kiselina, baza i soli u vodi. Ako stol nije pri ruci, možete koristiti pravila. Lako ih je zapamtiti.
1. Sve soli azotne kiseline su rastvorljive - nitrati.
2. Sve soli hlorovodonične kiseline su rastvorljive - hloridi, osim AgCl (H), PbCl 2 (M).
3. Sve soli sumporne kiseline su rastvorljive - sulfati, osim BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).
4. Natrijumove i kalijumove soli su rastvorljive.
5. Svi fosfati, karbonati, silikati i sulfidi se ne rastvaraju, osim Na soli + i K + .
Od svih hemijskih spojeva, soli su najbrojnija klasa supstanci. To su čvrste materije, međusobno se razlikuju po boji i rastvorljivosti u vodi. V početkom XIX v. Švedski hemičar I. Berzelius formulisao je definiciju soli kao produkta reakcija kiselina sa bazama ili jedinjenja dobijenih zamenom atoma vodonika u kiselini metalom. Na osnovu toga, soli se razlikuju između srednje, kisele i bazične. Prosječne ili normalne soli su produkti potpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom.
Na primjer:
N / A 2 CO 3 - natrijum karbonat;
CuSO 4 - bakar (II) sulfat, itd.
Takve soli disociraju na metalne katione i anjone kiselih ostataka:
Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 2 -
Kisele soli su produkti nepotpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom. Kisele soli uključuju, na primjer, sodu bikarbonu NaHCO 3, koja se sastoji od metalnog kationa Na + i kiselog jednostruko nabijenog ostatka HCO 3 -. Za kiselu kalcijevu so formula se piše na sledeći način: Ca (HCO 3) 2. Nazivi ovih soli sastavljeni su od naziva srednjih soli sa dodatkom prefiksa hidro- , Na primjer:
Mg (HSO 4) 2 - magnezijum hidrogen sulfat.
Kisele soli se disociraju na sljedeći način:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 = Mg 2+ + 2HSO 4 -
Bazične soli su produkti nepotpune supstitucije hidroksilnih grupa u bazi za kiselinski ostatak. Na primjer, takve soli uključuju poznati malahit (CuOH) 2 CO 3 o kojem ste čitali u radovima P. Bazhova. Sastoji se od dva bazna kationa CuOH + i dvostruko nabijenog anjona kiselinskog ostatka CO 3 2-. Kation CuOH + ima naboj od +1, stoga su u molekuli dva takva kationa i jedan dvostruko nabijeni CO 3 2- anjon spojeni u električki neutralnu sol.
Nazivi takvih soli bit će isti kao i za normalne soli, ali s dodatkom prefiksa hidroksi, (CuOH) 2 CO 3 - bakar (II) hidroksikarbonat ili AlOHCl 2 - aluminijum hidroksihlorid. Većina osnovnih soli je nerastvorljiva ili slabo rastvorljiva.
Potonji se rastavljaju ovako:
AlOHCl 2 = AlOH 2 + + 2Cl -
Svojstva soli
Prve dvije reakcije razmjene su detaljno razmotrene ranije.
Treća reakcija je takođe reakcija razmene. Teče između otopina soli i praćen je stvaranjem taloga, na primjer:
Četvrta reakcija soli povezana je sa pozicijom metala u elektrohemijskom nizu napona metala (vidi "Elektrohemijski niz metalnih napona"). Svaki metal istiskuje iz rastvora soli sve ostale metale koji se nalaze desno od njega u nizu napona. Ovo je tačno ako su ispunjeni sledeći uslovi:
1) obe soli (i koje reaguju i nastaju u reakciji) moraju biti rastvorljive;
2) metali ne bi trebali stupati u interakciju s vodom, stoga metali glavnih podgrupa grupa I i II (za potonje, počevši od Ca) ne istiskuju druge metale iz otopina soli.
Metode proizvodnje soli
Metode dobijanja i hemijska svojstva soli. Soli se mogu dobiti iz gotovo bilo koje klase neorganskih spojeva. Uz ove metode, direktnom interakcijom metala i nemetala (Cl, S, itd.) mogu se dobiti soli anoksičnih kiselina.
Mnoge soli su toplotno stabilne. Međutim, amonijeve soli, kao i neke soli niskoaktivnih metala, slabih kiselina i kiselina, u kojima elementi pokazuju viša ili niža oksidaciona stanja, razlažu se zagrijavanjem.
CaCO 3 = CaO + CO 2
2Ag 2 CO 3 = 4Ag + 2CO 2 + O 2
NH 4 Cl = NH 3 + HCl
2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2
2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3
4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
2Cu (NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
2KClO 3 = MnO 2 = 2KCl + 3O 2
4KClO 3 = 3KSlO 4 + KCl
Ova lekcija je posvećena proučavanju opštih hemijskih svojstava druge klase neorganskih supstanci - soli. Naučit ćete s kojim supstancama soli mogu stupiti u interakciju i koji su uvjeti za takve reakcije.
Tema: Klase neorganskih supstanci
Lekcija: Hemijska svojstva soli
1. Interakcija soli sa metalima
Soli su složene tvari koje se sastoje od atoma metala i kiselih ostataka.
Stoga će svojstva soli biti povezana s prisustvom određenog metalnog ili kiselinskog ostatka u sastavu tvari. Na primjer, većina soli bakra u otopini je plavkaste boje. Soli manganove kiseline (permanganati) su uglavnom ljubičaste. Započnimo naše upoznavanje s kemijskim svojstvima soli sljedećim eksperimentom.
U prvu čašu stavite željezni ekser sa rastvorom bakar (II) sulfata. U drugu čašu s otopinom željeznog (II) sulfata spustite bakrenu ploču. U treću čašu s otopinom srebrnog nitrata spuštamo i bakrenu ploču. Nakon nekog vremena videćemo da je gvozdeni ekser bio prekriven slojem bakra, bakarna ploča iz trećeg stakla bila je prekrivena slojem srebra, a sa bakarnom pločom iz drugog stakla ništa se nije dogodilo.
Rice. 1. Interakcija rastvora soli sa metalima
Objasnimo rezultate eksperimenta. Reakcije su se događale samo ako je metal koji je reagirao sa solju bio aktivniji od metala koji je dio soli. Aktivnost metala može se međusobno uporediti po njihovom položaju u nizu aktivnosti. Što se metal više nalazi u ovom redu, to je veća njegova sposobnost da istisne drugi metal iz rastvora soli.
Jednačine izvedenih reakcija:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Kada željezo stupi u interakciju s otopinom bakar (II) sulfata, nastaju čisti bakar i željezo (II) sulfat. Ova reakcija je moguća jer je željezo reaktivnije od bakra.
Cu + FeSO4 → reakcija ne ide
Reakcija između bakra i rastvora gvožđe(II) sulfata se ne odvija, jer bakar ne može zameniti gvožđe iz rastvora soli.
Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu (NO3) 2
Kada bakar stupi u interakciju s otopinom srebrovog nitrata, nastaju srebro i bakar (II) nitrat. Bakar zamjenjuje srebro iz otopine njegove soli, jer se bakar nalazi u redu aktivnosti lijevo od srebra.
Otopine soli mogu stupiti u interakciju s aktivnijim metalima od metala u soli. Ove reakcije su tipa supstitucije.
2. Međusobna interakcija rastvora soli
Razmotrimo još jedno svojstvo soli. Soli otopljene u vodi mogu međusobno komunicirati. Hajde da uradimo eksperiment.
Miješamo rastvore barijum hlorida i natrijum sulfata. To će rezultirati bijelim talogom barijum sulfata. Očigledno, reakcija je prošla.
Jednačina reakcije: BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
Soli otopljene u vodi mogu podvrgnuti reakciji izmjene ako je rezultat sol netopiva u vodi.
3. Interakcija soli sa alkalijama
Otkrijmo da li soli stupaju u interakciju sa alkalijama izvodeći sljedeći eksperiment.
Dodati rastvor natrijum hidroksida u rastvor bakar (II) sulfata. Rezultat je plavi talog.
Rice. 2. Interakcija rastvora bakar (II) sulfata sa alkalijom
Jednačina izvedene reakcije: CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 + Na2SO4
Ova reakcija je reakcija razmjene.
Soli mogu stupiti u interakciju sa alkalijama ako reakcija proizvodi supstancu netopivu u vodi.
4. Interakcija soli sa kiselinama
Dodati rastvor hlorovodonične kiseline u rastvor natrijum karbonata. Kao rezultat, vidimo oslobađanje mjehurića plina. Objasnimo rezultate eksperimenta tako što ćemo zapisati jednadžbu ove reakcije:
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2CO3
H2CO3 = H2O + CO2
Ugljena kiselina je nestabilna supstanca. Razlaže se na ugljični dioksid i vodu. Ova reakcija je reakcija razmjene.
Soli mogu reagirati s kiselinama ako se kao rezultat reakcije formira plin ili talog.
1. Zbirka zadataka i vježbi iz hemije: 8. razred.: za udžbenik. P. A. Orzhekovsky i dr. "Hemija. Razred 8" / P. A. Orzhekovsky, N. A. Titov, F. F. Hegele. - M.: AST: Astrel, 2006. (str. 107-111)
2. Ushakova OV Radna sveska iz hemije: 8. razred: na udžbenik P. A. Orzhekovsky i dr. „Hemija. Razred 8 "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; ispod. ed. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006. (str.108-110)
3. Hemija. 8. razred. Udžbenik. za generala institucije / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§34)
4. Hemija: 8. razred: udžbenik. za generala institucije / P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, L. S. Pontak. M.: AST: Asrel, 2005. (§40)
5. Hemija: neorganska. hemija: udžbenik. za 8 cl. opšte obrazovanje. institucije / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - M.: Obrazovanje, JSC "Moskovski udžbenici", 2009. (§33)
6. Enciklopedija za djecu. Tom 17. Hemija / Pogl. ed. V. A. Volodin, pred. naučnim. ed. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.
Dodatni web resursi
1. Interakcija kiselina sa solima.
2. Interakcija metala sa solima.
Zadaća
1) str. 109-110 br. br. 4,5 iz Radne sveske o hemiji: 8. razred: do udžbenika P. A. Oržekovskog i dr. „Hemija. Razred 8 "/ OV Ushakova, PI Bespalov, PA Orzhekovsky; ispod. ed. prof. P. A. Orzhekovsky - M.: AST: Astrel: Profizdat, 2006.
2) str.193 br. 2,3 iz udžbenika P. A. Orzhekovsky, L. M. Meshcheryakova, M. M. Shalashova "Hemija: 8kl.", 2013.
Chemical Equations
Hemijska jednadžba je izraz reakcije upotrebom hemijske formule... Hemijske jednadžbe pokazuju koje tvari ulaze u kemijsku reakciju i koje tvari nastaju kao rezultat te reakcije. Jednačina se zasniva na zakonu održanja mase i prikazuje kvantitativne odnose supstanci koje učestvuju u hemijskoj reakciji.
Kao primjer, razmotrite interakciju kalijevog hidroksida s fosfornom kiselinom:
H 3 PO 4 + 3 KOH = K 3 PO 4 + 3 H 2 O.
Iz jednačine se vidi da 1 mol fosforne kiseline (98 g) reaguje sa 3 mola kalijum 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. Jednačine hemijske reakcije omogućavaju vam da napravite različite proračune povezane sa datom reakcijom.
Složene supstance se dele u četiri klase: oksidi, baze, kiseline i soli.
Oksidi su složene supstance koje se sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kiseonik, tj. oksid je spoj elementa s kisikom.
Naziv oksida izveden je iz imena elementa koji čini oksid. Na primjer, BaO je barijev oksid. Ako oksidni element ima promjenjivu valenciju, onda se iza naziva elementa u zagradama njegova valencija označava rimskim brojevima. Na primjer, FeO je željezo (I) oksid, Fe2O3 je željezo (III) oksid.
Svi oksidi se dijele na soli koji stvaraju i ne stvaraju soli.
Oksidi koji stvaraju soli su oksidi koji formiraju soli kao rezultat kemijskih reakcija. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom stvaraju odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama formiraju 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.
Druge soli se mogu dobiti kao rezultat hemijskih reakcija:
CuO + SO3 → CuSO4.
Oksidi koji ne stvaraju soli su oni oksidi koji ne stvaraju soli. Primjer je CO, N2O, NO.
Oksidi koji stvaraju soli su 3 vrste: bazični (od riječi "baza"), kiseli i amfoterni.
Osnovni oksidi su oksidi metala, koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi baza. Osnovni oksidi uključuju, na primjer, Na2O, K2O, MgO, CaO, itd.
Hemijska svojstva osnovnih oksida
1. Bazni oksidi rastvorljivi u vodi reaguju sa vodom i formiraju baze:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Reagirajte sa kiselim oksidima kako bi se formirale odgovarajuće soli
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Reagirati s amfoternim oksidima:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
5. Bazni oksidi reaguju sa kiselim oksidima i formiraju soli:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Ako u sastavu oksida kao drugog elementa postoji nemetal ili metal koji pokazuje najvišu valenciju (obično od IV do VII), onda će takvi oksidi biti kiseli. Kiseli oksidi (anhidridi kiselina) su oni oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi kiselina. To su, na primjer, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 itd. Kiseli oksidi se rastvaraju u vodi i lužinama dajući sol i vodu.
Hemijska svojstva kiselih oksida
1. Interakcija s vodom, stvarajući kiselinu:
SO3 + H2O → H2SO4.
Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi direktno s vodom (SiO2, itd.).
2. Reagirajte s baznim oksidima da nastane sol:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Interakcija sa alkalijama, formirajući so i vodu:
CO2 + Ba (OH) 2 → BaCO3 + H2O.
Amfoterni oksid sadrži element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se podrazumijeva kao sposobnost jedinjenja da pokažu kisela i bazna svojstva, u zavisnosti od uslova. Na primjer, cink oksid ZnO može biti i baza i kiselina (Zn (OH) 2 i H2ZnO2). Amfoternost se izražava u tome što, zavisno od uslova, amfoterni oksidi ispoljavaju ili bazična ili kisela svojstva, na primer - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. Na primjer, amfoterna priroda cink oksida očituje se kada je u interakciji sa hlorovodoničnom kiselinom i natrijevim hidroksidom:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Pošto nisu svi amfoterni oksidi rastvorljivi u vodi, mnogo je teže dokazati amfoternost takvih oksida. Na primjer, aluminijev oksid (III) u reakciji fuzije s kalijevim disulfatom pokazuje osnovna svojstva, a pri fuziji sa hidroksidima kisela:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12 (SO4) 3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
Za različite amfoterne okside, dualnost svojstava se može izraziti u različitom stepenu. Na primjer, cink oksid se podjednako lako otapa u kiselinama i alkalijama, dok željezo (III) oksid - Fe2O3 - ima pretežno bazična svojstva.
Hemijska svojstva amfoternih oksida
1. Interakcija sa kiselinama, formirajući so i vodu:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (pri fuziji), formirajući kao rezultat reakcije so - natrijum cinkat i voda:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
Kada cink oksid stupi u interakciju s alkalnom otopinom (isti NaOH), dolazi do druge reakcije:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2.
Koordinacioni broj je karakteristika koja određuje broj najbližih čestica: atoma ili inova u molekulu ili kristalu. Svaki amfoterni metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn je 4; Za i, Al je 4 ili 6; Za i, Cr je 6 ili (vrlo rijetko) 4;
Amfoterni oksidi se obično ne rastvaraju niti reaguju s vodom.
Metode za dobivanje oksida iz jednostavnih supstanci su ili izravna reakcija elementa s kisikom:
ili razlaganje složenih supstanci:
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 sa metalima i nemetalima:
Cu + 4HNO3 (konc) = Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
Oksidi se mogu dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa drugim elementom, ili indirektno (na primer, razgradnjom soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi su u čvrstom, tečnom i gasovitom stanju, ova vrsta jedinjenja je vrlo česta u prirodi. Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Rđa, pijesak, voda, ugljični dioksid su oksidi.
Temelji- To su složene supstance, u čijim molekulima su atomi metala povezani sa jednom ili više hidroksilnih grupa.
Baze su elektroliti, koji nakon disocijacije stvaraju samo hidroksidne ione kao anione.
NaOH = Na + + OH -
Ca (OH) 2 = CaOH + + OH - = Ca 2 + + 2OH -
Postoji nekoliko znakova osnovne klasifikacije:
U zavisnosti od rastvorljivosti u vodi, baze se dele na alkalije i nerastvorljive. Alkalije su hidroksidi alkalnih metala (Li, Na, K, Rb, Cs) i zemnoalkalnih metala (Ca, Sr, Ba). Sve ostale baze su nerastvorljive.
U zavisnosti od stepena disocijacije, baze se dele na jake elektrolite (sve alkalije) i slabe elektrolite (nerastvorljive baze).
U zavisnosti od broja hidroksilnih grupa u molekuli, baze se dele na jednokiselinske (1 OH grupa), na primer, natrijum hidroksid, kalijum hidroksid, dvokiselinske (2 OH grupe), na primer, kalcijum hidroksid, bakar ( 2) hidroksid i polikiselina.
Hemijska svojstva.
OH joni - u rastvoru određuju alkalno okruženje.
Alkalne otopine mijenjaju boju indikatora:
Fenolftalein: bezbojna ® malina,
Lakmus: ljubičasta ® plava,
Metilnarandžasta: narandžasta ® žuta.
Alkalne otopine u interakciji s kiselim oksidima stvaraju soli onih kiselina koje odgovaraju reakcijskim kiselim oksidima. U zavisnosti od količine alkalija nastaju srednje ili kisele soli. Na primjer, kada kalcijev hidroksid stupi u interakciju s ugljičnim monoksidom (IV), nastaju kalcijum karbonat i voda:
Ca (OH) 2 + CO2 = CaCO3? + H2O
A kada kalcijev hidroksid stupi u interakciju s viškom ugljičnog monoksida (IV), nastaje kalcijum bikarbonat:
Ca (OH) 2 + CO2 = Ca (HCO3) 2
Ca2 + + 2OH- + CO2 = Ca2 + + 2HCO32-
Sve baze stupaju u interakciju s kiselinama da tvore sol i vodu, na primjer: kada natrijev hidroksid stupi u interakciju sa hlorovodoničnom kiselinom, nastaju natrijum hlorid i voda:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Na + + OH- + H + + Cl- = Na + + Cl- + H2O
Bakar (II) hidroksid se otapa u hlorovodoničkoj kiselini da nastane bakar (II) hlorid i voda:
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.
Nerastvorljive baze se zagrijavanjem razlažu 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 reakcije ionske izmjene do kraja (formira se talog),
2NaOH + CuSO4 = Cu (OH) 2? + Na2SO4
2OH- + Cu2 + = Cu (OH) 2
Reakcija se odvija zbog vezivanja kationa bakra sa hidroksidnim ionima.
Kada barijum hidroksid stupi u interakciju s otopinom natrijum sulfata, formira se talog barijum sulfata.
Ba (OH) 2 + Na2SO4 = BaSO4? + 2NaOH
Ba2 + + SO42- = BaSO4
Reakcija se odvija zbog vezivanja barijevih kationa i sulfatnih anjona.
kiseline - To su složene tvari čiji molekuli uključuju atome vodika koji se mogu zamijeniti ili zamijeniti atomima metala i kiselinskim ostatkom.
Prema prisustvu ili odsutnosti kiseonika u molekuli, kiseline se dele na koje sadrže kiseonik (H2SO4 sumporna kiselina, H2SO3 sumporna kiselina, HNO3 azotna kiselina, H3PO4 fosforna kiselina, H2CO3 ugljena kiselina, H2SiO3 silicijumska kiselina) i anoksične (HF fluorovodonična kiselina). , HCl hlorovodonična kiselina), HBr bromovodična kiselina, HI jodovodična kiselina, H2S sumporovodična kiselina).
U zavisnosti od broja atoma vodika u molekulu kiseline, razlikuju se jednobazne (sa 1 H atoma), dvobazne (sa 2 H atoma) i trobazne (sa 3 H atoma).
C I 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 prosti kiseli ostaci, ili mogu biti iz grupe atoma (-SO3, -PO4, -SiO3) - to su složeni ostaci.
U vodenim rastvorima kiseli ostaci se ne uništavaju tokom reakcija razmene i supstitucije:
H2SO4 + CuCl2 → CuSO4 + 2 HCl
Riječ anhidrid znači bezvodna, odnosno kiselina bez vode. Na primjer,
H2SO4 - H2O → SO3. Anoksične kiseline nemaju anhidride.
Naziv kiseline izveden je od naziva elementa koji tvori kiselinu (kiselitelja) s dodatkom završetaka "naya" i, rjeđe, "vaya": H2SO4 - sumporni; H2SO3 - ugalj; H2SiO3 - silicijum, itd.
Element može formirati nekoliko kisikovih kiselina. U ovom slučaju, naznačeni završeci u nazivu kiselina će biti kada element pokazuje najveću valenciju (u molekulu kiseline postoji veliki sadržaj atoma kiseonika). Ako element pokazuje najnižu valenciju, završetak u nazivu kiseline će biti "tačno": HNO3 - dušik, HNO2 - dušik.
Kiseline se mogu dobiti otapanjem anhidrida u vodi. Ako su anhidridi nerastvorljivi 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 direktnom sintezom iz vodika i nemetala, nakon čega slijedi otapanje nastalog spoja u vodi:
H2 + Cl2 → 2 HCl;
Rastvori nastalih gasovitih supstanci HCl i H2S su kiseline.
U normalnim uslovima, kiseline su i tečne i čvrste.
Hemijska svojstva kiselina
1. Kiseli rastvori deluju na indikatore. Sve kiseline (osim silicijumske kiseline) su lako rastvorljive u vodi. Posebne supstance - indikatori vam omogućavaju da odredite prisustvo kiseline.
Indikatori su supstance složene strukture. Mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim hemikalije... U neutralnim otopinama - imaju jednu boju, u osnovnim otopinama - drugu. U interakciji s kiselinom mijenjaju boju: indikator metil narandže postaje crven, lakmusov indikator također postaje crven.
2. Reagirajte s bazama da nastane voda i sol, koja sadrži nepromijenjeni kiselinski ostatak (reakcija neutralizacije):
H2SO4 + Ca (OH) 2 → CaSO4 + 2 H2O.
3. Reagirajte s baznim oksidima da nastane voda i sol. Sol sadrži kiseli ostatak kiseline koja je korištena u reakciji neutralizacije:
H3PO4 + Fe2O3 → 2 FePO4 + 3 H2O.
4. Interakcija s metalima.
Za interakciju kiselina sa metalima moraju biti ispunjeni određeni uslovi:
1. Metal mora biti dovoljno aktivan u odnosu na kiseline (u liniji aktivnosti metala mora se nalaziti prije vodonika). Što je metal više lijevo u liniji aktivnosti, to je intenzivnije u interakciji sa kiselinama;
K, Ca, Na, Mn, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Au.
Ali reakcija između rastvora hlorovodonične kiseline i bakra je nemoguća, jer je bakar u nizu napona posle vodonika.
2. Kiselina mora biti dovoljno jaka (odnosno sposobna da odaje ione vodonika H+).
Tokom hemijskih reakcija kiseline sa metalima nastaje so i oslobađa se vodik (osim interakcije metala sa azotnom i koncentriranom sumpornom kiselinom,):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2;
Cu + 4HNO3 → CuNO3 + 2 NO2 + 2 H2O.
Međutim, koliko god kiseline bile različite, sve one formiraju vodikove katione nakon disocijacije, koji određuju niz opšta svojstva: kiselkast ukus, promena boje indikatora (lakmus i metilnarandža), interakcija sa drugim supstancama.
Reakcija se također odvija između metalnih oksida i većine kiselina.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Hajde da opišemo reakcije:
2) Druga reakcija treba da proizvede rastvorljivu so. U mnogim slučajevima interakcija metala s kiselinom praktički ne dolazi jer je nastala sol netopiva i prekriva površinu metala zaštitnim filmom, na primjer:
Pb + H2SO4 = / PbSO4 + H2
Nerastvorljivi olovo (II) sulfat zaustavlja pristup kiseline metalu, a reakcija se zaustavlja čim počne. Iz tog razloga, većina teških metala praktički ne stupa u interakciju s fosfornom, ugljičnom i sumporovodičnom kiselinom.
3) Treća reakcija je tipična za kisele otopine, stoga nerastvorljive kiseline, na primjer silicijumska kiselina, ne reagiraju s metalima. Koncentrirana otopina sumporne kiseline i otopina dušične kiseline bilo koje koncentracije stupaju u interakciju s metalima na nešto drugačiji način, stoga su jednadžbe za reakcije između metala i ovih kiselina napisane u drugoj shemi. Razrijeđena otopina sumporne kiseline reagira s metalima. stoje u nizu napona do vodonika, formirajući sol i vodonik.
4) Četvrta reakcija je tipična reakcija jonske izmjene i događa se samo ako se formira 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 natrijum hlorid, CaSO4 je kalcijum sulfat, itd.
Gotovo sve soli su ionska jedinjenja, stoga su ioni kiselih ostataka i metalni ioni vezani jedni za druge u soli:
Na + Cl - natrijum hlorid
Ca2 + SO42 - kalcijum sulfat itd.
Sol je proizvod djelomične ili potpune zamjene metala za atome vodika u kiselini.
Dakle, razlikuju se sljedeće vrste soli:
1. Srednje soli - svi atomi vodonika u kiselini su zamijenjeni metalom: Na2CO3, KNO3 itd.
2. Kiselinske soli – nisu svi atomi vodonika u kiselini zamijenjeni metalom. Naravno, kisele soli mogu formirati samo dvobazne ili višebazne kiseline. Jednobazne kiseline kiselih soli ne mogu dati: NaHCO3, NaH2PO4 itd. itd.
3. Dvostruke soli - atomi vodonika di- ili polibazne kiseline su zamijenjeni ne jednim metalom, već dva različita: NaKCO3, KAl (SO4) 2 itd.
4. Bazične soli se mogu smatrati produktima nepotpune ili djelomične supstitucije baznih hidroksilnih grupa kiselinskim 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: CaSO4 - kalcijum sulfat, Mg SO4 - magnezijum sulfat, itd .; soli hlorovodonične kiseline nazivaju se hloridi: NaCl - natrijum hlorid, ZnCI2 - cink hlorid itd.
Čestica "bi" ili "hidro" dodaje se nazivu soli dvobaznih kiselina: Mg (HCl3) 2 - magnezijum bikarbonat ili bikarbonat.
Pod uslovom da je samo jedan atom vodika zamijenjen metalom u trobaznoj kiselini, dodajte prefiks "dihidro": NaH2PO4 - natrijum dihidrogen fosfat.
Soli su čvrste tvari sa širokim rasponom rastvorljivosti u vodi.
Hemijska svojstva soli određena su svojstvima kationa i anjona koji čine njihov sastav.
1. Neke soli se raspadaju pri paljenju:
CaCO3 = CaO + CO2
2. Reagirajte s kiselinama da nastane nova sol i nova kiselina. Da bi se ova reakcija odvijala, kiselina mora biti jača od soli na koju kiselina djeluje:
2NaCl + H2 SO4 → Na2SO4 + 2HCl.
3. Interakcija s bazama, formirajući novu sol i novu bazu:
Ba (OH) 2 + Mg SO4 → BaSO4 ↓ + Mg (OH) 2.
4. Međusobno u interakciji stvaraju nove soli:
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3.
5. Interakcija s metalima koji su u opsegu aktivnosti u odnosu na metal koji je dio soli.
Soli treba smatrati produktom kiselinsko-bazne reakcije. Kao rezultat, može se formirati sljedeće:
- normalno (prosječno) - nastaju kada je količina kiseline i baze dovoljna za potpunu interakciju. Normalni nazivi soli sastoje se iz dva dijela. Na početku se zove anjon (kiselinski ostatak), a zatim kation.
- kiselo - nastaju sa viškom kiseline i nedovoljnom količinom alkalija, jer u tom slučaju katjoni metala postaju nedovoljni da zamijene sve vodonikove katione prisutne u molekulu kiseline. Uvijek ćete vidjeti vodonik u kiselim ostacima ove vrste soli. Kisele soli se formiraju samo od višebaznih kiselina i pokazuju svojstva i soli i kiselina. U imenima kiselih soli stavlja se prefiks hidro- na anjon.
- bazične soli - nastaju sa viškom baze i nedovoljnom količinom kiseline, jer u ovom slučaju anjoni kiselih ostataka nisu dovoljni da u potpunosti zamene hidrokso grupe prisutne u bazi. bazične soli u sastavu kationa sadrže hidroksilne grupe. Bazične soli su moguće za višekiselinske baze, ali ne i za jednokiselinske baze. Neke bazične soli su u stanju da se same razgrađuju, oslobađajući vodu, formirajući oksosoli, koje imaju svojstva bazičnih soli. Naziv osnovnih soli je konstruisan na sljedeći način: prefiks se dodaje anionu hidroksi.
Tipične reakcije normalnih soli
- Dobro reaguju sa metalima. U isto vrijeme, aktivniji metali istiskuju manje aktivne metale iz otopina njihovih soli.
- S kiselinama, alkalijama i drugim solima, reakcije se odvijaju do kraja, podložni stvaranju taloga, plina ili slabo disociranih spojeva.
- U reakcijama soli sa alkalijama nastaju supstance kao što je nikl (II) hidroksid Ni (OH) 2 - talog; amonijak NH 3 - gas; voda H 2 O - slab elektrolit, slabo disocirano jedinjenje:
- Soli reagiraju jedna s drugom ako se formira talog ili ako nastane stabilnije jedinjenje.
- Mnoge normalne soli se raspadaju kada se zagrijaju i formiraju dva oksida - kiseli i bazični
- Nitrati se razgrađuju na drugačiji način od ostalih normalnih soli. Kada se zagrijavaju, nitrati alkalnih i zemnoalkalijskih metala oslobađaju kisik i pretvaraju se u nitrite:
- Nitrati gotovo svih drugih metala razlažu se do oksida:
- Nitrati nekih teških metala (srebro, živa, itd.) se razlažu kada se zagrijavaju do metala:
Tipične reakcije kiselih soli
- Oni ulaze u sve reakcije u koje ulaze kiseline. Reaguju s alkalijama, ako sastav kisele soli i alkalije sadrži isti metal, tada se kao rezultat formira normalna sol.
- Ako lužina sadrži drugi metal, tada nastaju dvostruke soli.
Tipične reakcije bazičnih soli
- Ove soli prolaze kroz iste reakcije kao i baze. Reaguju s kiselinama, ako sastav osnovne soli i kiseline sadrži isti kiselinski ostatak, tada nastaje normalna sol.
- Ako kiselina sadrži još jedan kiseli ostatak, tada nastaju dvostruke soli.
Kompleksne soli- spoj, čiji čvorovi kristalne rešetke sadrže kompleksne ione.
